حلول مصر

سيتم مراجعة بياناتك من قبل فريق العمل، وفي حال قبولك سيتم تفعيل حسابك وإبلاغك بذلك عبر البريد الإلكتروني المسجل.

قضايا قانونية

قضايا جنائية

جرائم السرقة والاحتيال والاعتداء الجنائي

... ...

قضايا الشركات

نقاشات حول نزاعات وعقود الشركات

... ...

قضايا مدنية

نزاعات العقود والملكية والتعويضات المالية

... ...

قضايا أحوال شخصية

نقاشات حول الزواج والطلاق والميراث

... ...

قضايا جرائم الإنترنت

الاحتيال عن طريق وسائل التواصل الاجتماعي

... ...

قضايا الرأي العام

القضايا الشائعه في المجتمع المصري

... ...

قضايا النصب والاحتيال

خداع مالي ونصب احتيالي متكرر

... ...

قضايا دستورية

حقوق المواطنين وقوانين الدولة الأساسية

... ...

موصى به لك

    استشارات قانونية بارزة

      شرح القوى الجاذبية - علوم اولى اعدادي

      شرح درس القوى الجاذبية

      يُعد هذا الدرس استكمالاً لدراستنا لأنواع القوى، حيث نركز هنا على واحدة من أهم القوى الأساسية التي تحكم الكون، وهي "القوة الجاذبية". هذه القوة هي التي تبقي أقدامنا على الأرض، وتحافظ على دوران الكواكب في أفلاكها، وتسبب ظواهر طبيعية مثل المد والجزر.

      سنتعرف على العالم "إسحق نيوتن" مكتشف قانون الجذب العام، ونميز بين مفهومي "الكتلة" و "الوزن"، ونفهم ما هو "مجال الجاذبية الأرضية"، وكيف يؤثر هذا المجال على الأجسام المحيطة بنا.

      تصنيف القوى (للمراجعة)

      يمكن تصنيف القوى الموجودة في الطبيعة إلى نوعين رئيسيين بناءً على ضرورة التلامس لحدوثها.

      قوى التلامس

      هي قوى تؤثر على الأجسام "عند تلامسها" فقط، ولا يمكن أن تؤثر عن بعد.

      أمثلة: قوة الاحتكاك، قوة الشد في حبل، قوة الدفع أو السحب.

      قوى المجال

      هي قوى تؤثر على الأجسام "عن بعد" (دون تلامس)، من خلال وجود "مجال" محيط بمصدر القوة.

      أمثلة: القوة المغناطيسية (يؤثر المغناطيس على مسمار عن بعد)، القوة الكهربية (يؤثر جسم مشحون على آخر عن بعد)، و "القوة الجاذبية".

      (علل): تُصنف القوة الجاذبية والقوة المغناطيسية كقوى مجال؟

      قانون الجذب العام (قوة التجاذب المتبادلة)

      اكتشف العالم "إسحق نيوتن" أن الجاذبية ليست قوة خاصة بالأرض فقط، بل هي "قوة كونية" موجودة بين أي جسمين لهما كتلة في هذا الكون.

      قوة التجاذب المتبادل

      توجد "قوة تجاذب متبادلة" بين أي جسمين في الكون. (فمثلاً، كما تجذب الأرض التفاحة، فإن التفاحة أيضاً تجذب الأرض، ولكن لأن كتلة الأرض هائلة جداً، لا يظهر تأثير جذب التفاحة لها).

      العوامل المؤثرة في قوة الجاذبية

      تعتمد قوة الجاذبية المتبادلة بين جسمين على عاملين:

      • كتلة الجسمين: تزداد قوة الجاذبية "بزيادة" كتلة الجسمين. (فكلما زادت كتلة الجسمين، زادت قوة التجاذب بينهما).
      • المسافة بين مركزيهما: تقل قوة الجاذبية "بزيادة" المسافة بين مركزي الجسمين. (كلما ابتعدا عن بعضهما، ضعفت القوة).

      تأثير الجاذبية الكوني (المد والجزر)

      رغم أن قوى الجاذبية بين الأجسام على الأرض ضعيفة جداً ولا نلاحظها (بسبب صغر كتلتها)، إلا أن تأثيراتها الكونية هائلة.

      ظاهرة المد والجزر: تحدث هذه الظاهرة (ارتفاع وانخفاض مستوى مياه البحار والمحيطات) بشكل أساسي بسبب "قوى الجذب" المتبادلة بين الأرض وكل من "القمر" و "الشمس".

      (علل): لماذا لا نلاحظ قوى التجاذب المتبادلة بين شخصين يقفان بجوار بعضهما، بينما نلاحظ بوضوح قوة جذب الأرض لهما؟

      القوة الجاذبية الأرضية ومجالها

      هي القوة التي نختبرها يومياً. الأرض (بسبب كتلتها الهائلة) تجذب جميع الأجسام الموجودة عليها أو القريبة منها نحو "مركزها".

      اتجاه الجاذبية الأرضية

      تتسبب قوة الجاذبية الأرضية في "سقوط جميع الأجسام" رأسياً إلى أسفل، باتجاه مركز الأرض.

      مجال الجاذبية الأرضية

      هو "الحيّز" المحيط بكوكب الأرض من جميع الجهات، والذي تظهر فيه آثار قوة جذب الأرض للأجسام.

      يمكن تمثيل هذا المجال بـ "خطوط مجال الجاذبية"، وهي خطوط وهمية تتجه جميعها نحو مركز الأرض.

      اختر الإجابة الصحيحة:
      عندما تسقط تفاحة من شجرة، فإن اتجاه حركتها يكون نحو...
      (أ) الجنوب الجغرافي
      (ب) مركز الأرض
      (ج) القطب الشمالي
      (د) أقرب جسم لها

      التمييز بين الكتلة والوزن

      يُعد الخلط بين مفهومي "الكتلة" و "الوزن" من أكثر الأخطاء الشائعة. فهما مفهومان مختلفان تماماً في الفيزياء.

      الكتلة (m)

      التعريف: هي "مقدار ما يحتويه الجسم من مادة". (أي كمية المادة في الجسم).

      وحدة القياس: الكيلوجرام (kg) أو الجرام (g).

      تأثرها بالمكان: "ثابتة لا تتغير". كتلة الجسم (مثلاً ٧٠ كجم) هي نفسها على سطح الأرض، أو على القمر، أو في الفضاء، لأن كمية المادة فيه لا تتغير.

      الوزن (W)

      التعريف: هو "قوة جذب الأرض" (أو أي كوكب آخر) للجسم.

      وحدة القياس: النيوتن (N) (لأنه نوع من القوة).

      تأثره بالمكان: "متغير". يتغير وزن الجسم بتغير موقعه من مكان لآخر، وذلك لتغير "شدة مجال الجاذبية". (وزنك على القمر "سُدس" وزنك على الأرض).

      العلاقة بين الكتلة والوزن

      العلاقة بينهما هي علاقة رياضية بسيطة:

      الوزن (W) = الكتلة (m) × شدة مجال الجاذبية (g)

      حيث (g) هي "عجلة الجاذبية الأرضية"، وقيمتها ثابتة تقريباً عند سطح البحر وتساوي حوالي ٩.٨ أو (١٠ نيوتن/كجم) للتبسيط.

      مثال: جسم كتلته ٣٠ كجم على سطح الأرض. (علماً بأن g = 10 N/kg).

      وزنه = الكتلة × g = 30 × 10 = 300 نيوتن.

      (سؤال مقالي):
      رائد فضاء كتلته على الأرض ٨٠ كجم.
      1. احسب وزنه على سطح الأرض (باعتبار g = 10 N/kg).
      2. كم تبلغ كتلته على سطح القمر؟ ولماذا؟

      العوامل المؤثرة على شدة مجال الجاذبية (g)

      قيمة "شدة مجال الجاذبية" (g) (والتي تساوي وزن الجسم مقسوماً على كتلته) ليست ثابتة تماماً في كل مكان على الأرض، بل تتغير تغيراً طفيفاً.

      الاقتراب أو الابتعاد عن مركز الأرض

      تعتمد "شدة مجال الجاذبية" (g) على مدى قرب الجسم من مركز الأرض:

      • عند الاقتراب من المركز (مثل الهبوط في منجم): تزداد شدة مجال الجاذبية (g)، وبالتالي يزداد وزن الجسم.
      • عند الابتعاد عن المركز (مثل صعود جبل أو الارتفاع في طائرة): تقل شدة مجال الجاذبية (g)، وبالتالي يقل وزن الجسم.

      جدول مقارنة (مثال توضيحي)

      يوضح الجدول التالي كيف يتغير "وزن" جسم كتلته "١ كجم" بتغير "شدة مجال الجاذبية" (g) عند الارتفاع عن سطح الأرض.

      الارتفاع الكتلة (m) شدة مجال الجاذبية (g) الوزن (W = m × g)
      سطح الأرض 1 kg 9.8 N/kg 9.8 N
      100 km (فوق السطح) 1 kg 9.5 N/kg 9.5 N
      300 km (فوق السطح) 1 kg 9.1 N/kg 9.1 N

      الاستنتاج: كتلة الجسم (١ كجم) ثابتة لا تتغير، بينما وزنه "يقل" كلما ابتعدنا عن مركز الأرض بسبب "نقصان" شدة مجال الجاذبية.

      (علل): وزن منطاد يحلق في السماء يكون "أقل" من وزنه وهو على سطح الأرض قبل الإقلاع.

      قراءة المزيد

      شرح درس القوى المغناطيسية | علوم أولى اعدادي

      القوى المغناطيسية

      يُعد هذا الدرس مدخلاً لفهم "المغناطيسية"، وهي القوة الطبيعية التي اكتشفها الإنسان منذ آلاف السنين. سنتعرف على أصل المغناطيس، بدءاً من "المغناطيس الطبيعي" (حجر الماجنتيت) الذي اكتشفه اليونانيون، ووصولاً إلى "المغناطيس الصناعي" الذي نستخدمه اليوم بأشكال متعددة.

      سندرس الخواص الأساسية للمغناطيس، وأهمها احتواؤه على "قطبين" (شمالي وجنوبي)، وكيف يتفاعل مع المواد المختلفة، والقانون الأساسي الذي يحكم "التجاذب والتنافر" بين الأقطاب، ونستكشف المجال المحيط بالمغناطيس.

      تعريف المغناطيس وخواصه (المواد والبوصلة)

      "المغناطيس" هو خام (حجر) له قدرة طبيعية على جذب بعض المواد، ويُعرف باسم "المغناطيس الطبيعي" (أو الماجنتيت). وقد بدأ الإنسان في صناعة "المغناطيس الصناعي" بأشكال مختلفة لخدمة أغراضه.

      أشكال المغانط وأقطابها

      تُصنع المغانط الصناعية بأشكال متعددة، أشهرها:

      • قضيب مغناطيسي (مستقيم).
      • مغناطيس على هيئة حدوة حصان (أو حذوة فرس).
      • حلقة مغناطيسية (دائري).
      • إبرة مغناطيسية (تُستخدم في البوصلة).

      أقطاب المغناطيس: يتميز كل مغناطيس بوجود "قطبين" (طرفين) تكون عندهما القوة المغناطيسية "أكبر ما يمكن"، وتضعف هذه القوة تدريجياً حتى تنعدم تقريباً في المنتصف. وهما:

      • القطب الشمالي (N): يُرمز له باللون الأحمر.
      • القطب الجنوبي (S): يُرمز له باللون الأزرق.

      خاصية الاتجاه (تطبيق البوصلة)

      من أهم خواص المغناطيس، أنه إذا تم تعليقه تعليقاً حراً (بشكل يتيح له الدوران)، فإنه يتخذ اتجاهاً ثابتاً دائماً.

      حيث يشير "القطب الشمالي" للمغناطيس نحو "الشمال الجغرافي" للأرض، ويشير "القطب الجنوبي" للمغناطيس نحو "الجنوب الجغرافي" للأرض.

      (علل): يحدث هذا لأن "الأرض" نفسها تعمل كمغناطيس عملاق، له قطب مغناطيسي جنوبي (قرب الشمال الجغرافي)، وقطب مغناطيسي شمالي (قرب الجنوب الجغرافي).

      التطبيق: "البوصلة" هي التطبيق المباشر لهذه الخاصية، فهي مجرد "إبرة مغناطيسية" صغيرة حرة الحركة، نستخدمها لتحديد الاتجاهات الجغرافية.

      تصنيف المواد (مغناطيسية وغير مغناطيسية)

      تنقسم المواد من حيث قابليتها للتمغنط إلى نوعين:

      • مواد مغناطيسية: هي المواد التي "تنجذب" بقوة نحو المغناطيس. (أمثلة: الحديد، الكوبالت، النيكل، الصلب).
      • مواد غير مغناطيسية: هي المواد التي "لا تنجذب" نحو المغناطيس. (أمثلة: النحاس، الألومنيوم، الخشب، الزجاج، الذهب، الفضة).

      (سؤال مقالي):
      لديك خليط من (برادة الحديد، ورمل، وقطع نحاس صغيرة).
      اقترح طريقة بسيطة لفصل "برادة الحديد" فقط عن باقي المخلوط، موضحاً الخاصية التي اعتمدت عليها.

      قانون التجاذب والتنافر المغناطيسي

      عند تقريب مغناطيس من مغناطيس آخر، تنشأ بينهما قوة (إما تجاذب أو تنافر) يحكمها قانون أساسي وبسيط.

      قانون التجاذب والتنافر

      ينص القانون على ما يلي:

      • التنافر (Repulsion): "الأقطاب المغناطيسية المتشابهة تتنافر".
        (أي: قطب شمالي يتنافر مع قطب شمالي آخر، وقطب جنوبي يتنافر مع قطب جنوبي آخر).
      • التجاذب (Attraction): "الأقطاب المغناطيسية المختلفة تتجاذب".
        (أي: قطب شمالي ينجذب نحو قطب جنوبي).

      اختر الإجابة الصحيحة:
      "التجاذب هو دليل مؤكد على وجود المغناطيسية، بينما التنافر هو الدليل الوحيد".
      ما مدى صحة هذه العبارة؟
      (أ) العبارة صحيحة.
      (ب) العبارة خاطئة، فالتجاذب هو الدليل الوحيد.
      (ج) العبارة خاطئة، فالتنافر هو الدليل الوحيد.
      (د) العبارة خاطئة، فكلاهما دليل مؤكد.

      المجال المغناطيسي وخطوط القوى

      لا يجب أن يلامس المغناطيس جسماً ليجذبه، بل يمكنه جذبه "عن بعد". هذه القوة التي تعمل عن بعد تُعرف بـ "المجال المغناطيسي".

      المجال المغناطيسي

      "المجال المغناطيسي" هو "الحيّز" أو المنطقة المحيطة بالمغناطيس من جميع الجهات، والتي تظهر فيها آثار قوته المغناطيسية (أي منطقة يمكنه فيها جذب أو دفع مغناطيس آخر أو مادة مغناطيسية).

      يمكن الاستدلال على وجود هذا المجال ورسم شكله باستخدام "برادة الحديد"، التي تترتب عند نثرها حول المغناطيس في أشكال محددة.

      خطوط المجال المغناطيسي (خطوط الفيض)

      هي "خطوط وهمية" (لا نراها بالعين) ابتكرها العلماء لوصف وتمثيل شكل المجال المغناطيسي واتجاه القوة فيه.

      خواص خطوط المجال المغناطيسي:

      • هي خطوط وهمية "لا تتقاطع" مع بعضها البعض أبداً.
      • تخرج هذه الخطوط من "القطب الشمالي (N)" وتتجه لتدخل في "القطب الجنوبي (S)"، وذلك "خارج" المغناطيس (وتكمل دورتها داخل المغناطيس من S إلى N).
      • "تتزاحم" (تزداد كثافتها) عند القطبين، لأن القوة المغناطيسية تكون عندهما أكبر ما يمكن.
      • "تتباعد" (تقل كثافتها) كلما ابتعدنا عن القطبين، وتكون شبه منعدمة عند المنتصف.

      (علل): لماذا لا تصلح "البوصلة" لتحديد الاتجاهات إذا كانت موضوعة بجوار مغناطيس قوي؟

      قراءة المزيد

      شرح القوى الكهربيه | علوم أولى اعدادي

      الوحده الثانيه القوى الكهربية (الكهربية الساكنة)

      يُعد هذا الدرس مدخلاً لفهم أحد أهم القوى في حياتنا وهي "القوة الكهربية". سنتعرف على كيفية توليد "الكهربية الساكنة" (أو الكهروستاتيكية)، وهي الشحنات الكهربائية التي تتراكم على أسطح الأجسام.

      سندرس كيفية شحن الأجسام بطرق مختلفة مثل "الدلك" (الاحتكاك) و "التلامس"، ونستكشف القانون الأساسي لهذه الشحنات (التجاذب والتنافر)، ونتعرف على المجال المحيط بها (المجال الكهربي)، وأخيراً نرى تطبيقاتها المذهلة في حياتنا مثل الطلاء ومانعات الصواعق.

      مفهوم الكهربية الساكنة (الشحن بالدلك)

      "الكهربية الساكنة" (أو الكهروستاتيكية) هي الشحنات الكهربائية التي تتراكم على أسطح الأجسام (خاصة العازلة) نتيجة لعملية "الدلك" (الاحتكاك).

      تفسير الشحن بالدلك (الاحتكاك)

      عند دلك جسمين مختلفين (مثل ساق من الزجاج وقطعة من الحرير، أو ساق من البلاستيك وقطعة من الصوف)، تنتقل "الإلكترونات" (الشحنات السالبة) من أحد الجسمين إلى الآخر.

      • الجسم الذي يفقد إلكترونات: يصبح "موجب الشحنة" (مثل ساق الزجاج عند دلكه بالحرير).
      • الجسم الذي يكتسب إلكترونات: يصبح "سالب الشحنة" (مثل ساق البلاستيك عند دلكه بالصوف).

      ملاحظة: الشحنة المتكونة على الساق المدلوك تساوي الشحنة المتكونة على قطعة القماش ولكنها تخالفها في النوع (واحدة موجبة والأخرى سالبة)، تطبيقاً لقانون بقاء الشحنة.

      سلسلة الدلك الكهروستاتيكية

      هي قائمة ترتب فيها المواد حسب ميلها لفقد أو اكتساب الإلكترونات. المواد في أعلى السلسلة (مثل الزجاج) تميل "للفقد" (تصبح موجبة)، والمواد في أسفل السلسلة (مثل الأبونيت) تميل "للاكتساب" (تصبح سالبة).

      (سؤال مقالي):
      قام طالب بدلك مشط بلاستيكي بشعره الجاف، ثم قرب المشط من قصاصات ورق صغيرة.
      1. ماذا تتوقع أن يحدث لقصاصات الورق؟
      2. ما نوع الشحنة المتكونة على كل من المشط والشعر؟

      قانون القوى الكهربية (التجاذب والتنافر)

      تؤثر الأجسام المشحونة على بعضها البعض بقوى كهربية يمكن ملاحظتها. وقد وضع العالم "كولوم" القانون الأساسي لهذه القوى.

      قوى التنافر

      "الشحنات الكهربية المتشابهة تتنافر".

      أي أن جسماً موجباً يتنافر مع جسم موجب آخر. وجسماً سالباً يتنافر مع جسم سالب آخر.

      مثال: عند دلك بالونين بقطعة من الصوف، يكتسب كلاهما شحنة سالبة. وعند تعليقهما بجوار بعضهما، نلاحظ "تنافرهما" (ابتعادهما عن بعضهما).

      قوى التجاذب

      "الشحنات الكهربية المختلفة تتجاذب".

      أي أن جسماً موجباً ينجذب نحو جسم سالب.

      مثال: عند تقريب ساق زجاج (موجب الشحنة) من ساق أبونيت (سالب الشحنة)، نلاحظ "تجاذبهما".

      (علل): لماذا تنجذب قصاصات الورق المتعادلة نحو الساق البلاستيكية المشحونة بشحنة سالبة؟

      الكشاف الكهربي (الشحن بالتلامس)

      بالإضافة إلى الدلك، يمكن شحن الأجسام بطرق أخرى منها "التلامس"، وهو ما يمكن ملاحظته بوضوح باستخدام جهاز الكشاف الكهربي.

      جهاز الكشاف الكهربي (الإلكتروسكوب)

      هو جهاز بسيط يستخدم في تجارب الكهربية الساكنة.

      وظيفته (استخداماته):

      • الاستدلال على وجود شحنة كهربائية على جسم ما.
      • تحديد نوع الشحنة (موجبة أم سالبة) على الجسم المشحون.
      • قياس مقدار الشحنة (بملاحظة درجة انفراج الورقتين).

      الشحن بالتلامس

      "الشحن بالتلامس" هو عملية شحن جسم "متعادل" عن طريق ملامسته لجسم آخر "مشحون".

      كيف يحدث: عند ملامسة ساق أبونيت (سالبة الشحنة) لقرص الكشاف الكهربي (المتعادل)، تنتقل بعض الإلكترونات الزائدة من الساق إلى الكشاف.

      النتيجة: يُشحن الكشاف (القرص والساق والورقتان) "بنفس شحنة" الساق (شحنة سالبة)، فتتنافر الورقتان وتنفرجان.

      اختر الإجابة الصحيحة:
      عند ملامسة ساق زجاجية (موجبة الشحنة) لقرص كشاف كهربي متعادل، فإن ورقتي الكشاف...
      (أ) تنفرجان وتصبح شحنتهما موجبة.
      (ب) تنفرجان وتصبح شحنتهما سالبة.
      (ج) تنطبقان على بعضهما.
      (د) لا تتأثران.

      المجال الكهربي وخطوط القوى

      لا تحتاج الشحنات الكهربية أن تتلامس لتؤثر على بعضها، بل تؤثر عن بعد، وذلك بسبب وجود "المجال الكهربي".

      المجال الكهربي

      "المجال الكهربي" هو "الحيّز" أو المنطقة المحيطة بالشحنة الكهربائية، والتي تظهر فيها آثار هذه القوة الكهربية (سواء تجاذب أو تنافر).

      خطوط القوى الكهربية

      هي "خطوط وهمية" لا تُرى بالعين، ابتكرها العلماء لوصف ورسم المجال الكهربي. هذه الخطوط توضح المسار الذي ستسلكه "شحنة اختبار موجبة" صغيرة إذا وُضعت في هذا المجال.

      خصائصها:

      • خطوط وهمية لا تتقاطع مع بعضها أبداً.
      • تبدأ (تخرج) دائماً من الشحنة "الموجبة".
      • تنتهي (تدخل) دائماً عند الشحنة "السالبة".

      أشكالها:

      • شحنة موجبة مفردة: تخرج منها الخطوط في جميع الاتجاهات إلى ما لا نهاية.
      • شحنة سالبة مفردة: تدخل إليها الخطوط من جميع الاتجاهات.
      • شحنتان مختلفتان (موجبة وسالبة): تخرج الخطوط من الموجبة وتتجه لتدخل في السالبة (تجاذب).
      • شحنتان متشابهتان (موجبتان أو سالبتان): تخرج الخطوط (أو تدخل) وتتنافر في المنتصف مبتعدة عن بعضها.

      (سؤال مقالي):
      تم وضع جسم مشحون (أ) بجوار جسم آخر مشحون (ب)، فلوحظ أن خطوط القوى الكهربية تخرج من (أ) وتتجه لتدخل في (ب).
      استنتج نوع الشحنة على كل من الجسمين (أ) و (ب).

      تطبيقات على الكهربية الساكنة

      تُستخدم مبادئ الكهربية الساكنة (التجاذب والتنافر وتفريغ الشحنات) في العديد من التطبيقات التكنولوجية الهامة في حياتنا.

      الطلاء الإلكتروستاتيكي (رش الدهانات)

      تُستخدم هذه التقنية لضمان توزيع مثالي ومتساوٍ للدهان على الأسطح (مثل طلاء السيارات).

      كيف تعمل:

      • يتم توصيل فوهة مسدس الرش (الدهان) بشحنة معينة (مثلاً: شحنة سالبة).
      • يتم توصيل الجسم المراد طلاؤه (مثل هيكل السيارة) بالشحنة "المعاكسة" (شحنة موجبة).
      • عند رش الدهان، تخرج القطرات مشحونة بشحنة سالبة، فتتنافر عن بعضها (مما يمنع تكتلها) وتنجذب بقوة نحو الجسم الموجب، فتلتصق به بانتظام وتغطيه بالكامل.

      مانعة الصواعق

      "البرق" هو ظاهرة طبيعية تمثل تفريغاً هائلاً للكهربية الساكنة المتكونة في السحب.

      وظيفة مانعة الصواعق: هي حماية المباني العالية من أخطار الصواعق (الحرائق والدمار).

      كيف تعمل: هي عبارة عن "ساق معدنية مُدببة" تُثبت في أعلى المبنى، وتُوصل بسلك غليظ متصل بالأرض. تقوم هذه الساق "بامتصاص" الشحنات الكهربائية الهائلة من الصاعقة وتفريغها بأمان في باطن الأرض، بدلاً من أن تضرب المبنى وتدمره.

      (علل): لماذا تُصنع رؤوس مانعات الصواعق مُدببة؟

      قراءة المزيد

      شرح درس الروابط الكيميائية | علوم أولى اعدادى

      الروابط الكيميائية

      يُعد هذا الدرس أساسياً لفهم "كيفية حدوث التفاعلات الكيميائية". الذرات في العادة لا تبقى منفردة (باستثناء الغازات الخاملة)، بل تميل للارتباط مع ذرات أخرى لتكوين "جزيئات". هذا الارتباط هو ما نسميه "الرابطة الكيميائية".

      تنشأ الروابط الكيميائية عندما تحاول الذرات الوصول إلى "حالة الاستقرار"، أي أن يصبح مستوى طاقتها الأخير مكتملاً بالإلكترونات (غالباً ٨ إلكترونات)، لتشبه بذلك أقرب غاز خامل لها. ولتحقيق هذا الاستقرار، تنشأ بين الذرات نوعان رئيسيان من الروابط: "الرابطة الأيونية" و "الرابطة التساهمية".

      أساس التفاعل: سلوك الذرات (الفلزات واللافلزات)

      لكي نفهم الروابط، يجب أن نتذكر سلوك العناصر. "الغازات النبيلة" (مثل النيون والهيليوم والأرجون) هي عناصر مستقرة لأن مستوى طاقتها الأخير مكتمل بـ ٨ إلكترونات، لذلك هي لا تدخل في تفاعلات كيميائية في الظروف العادية.

      أما باقي العناصر (الفلزات واللافلزات)، فهي "نشطة" لأن مستوى طاقتها الأخير غير مكتمل، ولذلك تسعى للوصول إلى هذا الاستقرار.

      سلوك الفلزات (تميل للفقد)

      "الفلزات" هي عناصر تحتوي في مستواها الأخير على عدد قليل من الإلكترونات (١ أو ٢ أو ٣ إلكترونات).

      لكي تستقر، هي "تميل إلى فقد" هذه الإلكترونات القليلة، وعندما تفقدها، تتحول إلى "أيون موجب" (كاتيون).

      مثال: ذرة الصوديوم (Na) توزيعها (٢, ٨, ١). تميل إلى "فقد" هذا الإلكترون الوحيد، فتصبح أيون صوديوم موجب (Na⁺) توزيعه (٢, ٨)، وهو نفس توزيع غاز النيون الخامل.

      سلوك اللافلزات (تميل للاكتساب أو المشاركة)

      "اللافلزات" هي عناصر تحتوي في مستواها الأخير على عدد كبير من الإلكترونات (٥ أو ٦ أو ٧ إلكترونات).

      لكي تستقر، هي "تميل إلى اكتساب" إلكترونات لتكمل مستواها الأخير إلى ٨، وعندما تكتسب، تتحول إلى "أيون سالب" (أنيون).

      مثال: ذرة الكلور (Cl) توزيعها (٢, ٨, ٧). تميل إلى "اكتساب" إلكترون واحد، فتصبح أيون كلوريد سالب (Cl⁻) توزيعه (٢, ٨, ٨)، وهو نفس توزيع غاز الأرجون الخامل.

      (سؤال مقالي):
      ذرة الألومنيوم (Al) عددها الذري ١٣، وذرة الأكسجين (O) عددها الذري ٨.
      وضح سلوك كل ذرة منهما (فقد أم اكتساب؟) عند الدخول في تفاعل كيميائي، ولماذا؟

      الأيونات (الأيون الموجب والأيون السالب)

      "الأيون" هو ذرة (أو مجموعة ذرية) فقدت أو اكتسبت إلكتروناً أو أكثر، فأصبحت تحمل شحنة كهربائية (موجبة أو سالبة).

      الأيون الموجب (الكاتيون)

      هو ذرة عنصر "فلزي" فقدت إلكتروناً أو أكثر.

      • يكون عدد "البروتونات الموجبة" فيه "أكبر" من عدد الإلكترونات السالبة.
      • يحمل شحنات موجبة تساوي عدد الإلكترونات التي فقدها.
      • يكون عدد "مستويات الطاقة" فيه "أقل" من عدد مستويات الطاقة في ذرته الأصلية (لأنه فقد مستوى كاملاً).

      الأيون السالب (الأنيون)

      هو ذرة عنصر "لا فلزي" اكتسبت إلكتروناً أو أكثر.

      • يكون عدد "الإلكترونات السالبة" فيه "أكبر" من عدد البروتونات الموجبة.
      • يحمل شحنات سالبة تساوي عدد الإلكترونات التي اكتسبها.
      • يكون عدد "مستويات الطاقة" فيه "مساوياً" لعدد مستويات الطاقة في ذرته الأصلية (لأنه يكمل نفس المستوى).

      اختر الإجابة الصحيحة:
      عندما تتحول ذرة الماغنسيوم (Mg 12) إلى أيون (Mg⁺²)، فإن هذا يعني أن...
      (أ) عدد البروتونات أصبح ١٠.
      (ب) عدد الإلكترونات أصبح ١٠.
      (ج) عدد مستويات الطاقة زاد بمقدار واحد.
      (د) عدد النيوترونات نقص بمقدار اثنين.

      أولاً: الرابطة الأيونية (فقد واكتساب)

      هي الرابطة التي تنتج من "التجاذب الكهربي" القوي بين أيون موجب (لعنصر فلزي) وأيون سالب (لعنصر لا فلزي).

      كيفية حدوث الرابطة الأيونية

      لا تحدث هذه الرابطة بالمشاركة، بل بـ "الفقد والاكتساب" الكامل.

      مثال (تكوين كلوريد الصوديوم NaCl):

      • ذرة الصوديوم (Na 11) الفلزية (توزيعها ٢, ٨, ١) "تفقد" إلكترون مستواها الأخير وتتحول إلى أيون صوديوم موجب (Na⁺).
      • ذرة الكلور (Cl 17) اللافلزية (توزيعها ٢, ٨, ٧) "تكتسب" هذا الإلكترون وتتحول إلى أيون كلوريد سالب (Cl⁻).
      • يحدث "تجاذب كهربي" قوي بين الأيون الموجب (Na⁺) والأيون السالب (Cl⁻) لتكوين "مركب أيوني" متعادل الشحنة وهو ملح الطعام (NaCl).

      ملاحظات هامة على الرابطة الأيونية

      • لا يمكن أن تنشأ الرابطة الأيونية بين ذرتين لعنصر "فلزي" واحد (لأن كلاهما يميل للفقد).
      • لا يمكن أن تنشأ الرابطة الأيونية بين ذرتين لعنصر "لا فلزي" واحد (لأن كلاهما يميل للاكتساب).
      • الرابطة الأيونية تنتج "جزيئات مركبات" فقط (مثل NaCl, MgO)، ولا يمكن أن تنتج "جزيئات عناصر" (مثل O₂ أو H₂).

      (علل): لماذا لا يمكن أن يتحد عنصري الصوديوم (Na 11) والماغنسيوم (Mg 12) معاً لتكوين رابطة أيونية؟

      ثانياً: الرابطة التساهمية (المشاركة)

      هي الرابطة التي تنشأ بين ذرات العناصر "اللافلزية" مع بعضها البعض (سواء لنفس العنصر أو لعنصرين لافلزيين مختلفين).

      كيفية حدوث الرابطة التساهمية

      بما أن كلا الذرتين من اللافلزات (تميلان للاكتساب)، فلا يمكن لأي منهما أن "تفقد" إلكترونات. لذلك، يتم الحل عن طريق "المشاركة".

      تتم "المشاركة" بالإلكترونات، حيث تساهم كل ذرة بعدد من إلكترونات مستواها الأخير، وتصبح هذه الإلكترونات المشتركة (الزوج الرابط) في حيازة كلا الذرتين في نفس الوقت، ليكتمل مستوى الطاقة الأخير لهما معاً.

      خصائص الرابطة التساهمية

      • يمكن أن تنشأ بين ذرتين لعنصر لافلز "واحد" (لتكوين جزيء عنصر مثل H₂ أو O₂).
      • يمكن أن تنشأ بين ذرتين لعنصرين لافلزيين "مختلفين" (لتكوين جزيء مركب مثل H₂O أو HCl).

      (سؤال مقالي):
      ذرة الكربون (C 6) هي أساس المركبات العضوية.
      في رأيك، هل تميل ذرة الكربون لتكوين روابط أيونية أم تساهمية؟ ولماذا؟ (توزيع الكربون: ٢, ٤)

      أنواع الروابط التساهمية (أحادية، ثنائية، ثلاثية)

      تعتمد قوة ونوع الرابطة التساهمية على "عدد" أزواج الإلكترونات التي تشارك بها الذرات.

      الرابطة التساهمية الأحادية (-)

      هي الرابطة التي تشارك فيها كل ذرة بـ "إلكترون واحد" فقط.

      النتيجة: يتكون "زوج واحد" من الإلكترونات المشتركة (إجمالي ٢ إلكترون). ويُرمز لها بخط واحد (-).

      أمثلة: الرابطة في جزيء الهيدروجين (H₂)، والروابط في جزيء الماء (H₂O)، والرابطة في كلوريد الهيدروجين (HCl).

      الرابطة التساهمية الثنائية (=)

      هي الرابطة التي تشارك فيها كل ذرة بـ "إلكترونين".

      النتيجة: يتكون "زوجان" من الإلكترونات المشتركة (إجمالي ٤ إلكترونات). ويُرمز لها بخطين (=).

      مثال: الرابطة في جزيء الأكسجين (O₂)، حيث تحتاج كل ذرة أكسجين (٢, ٦) إلى إلكترونين، فتشارك كل ذرة بإلكترونين.

      الرابطة التساهمية الثلاثية (≡)

      هي الرابطة التي تشارك فيها كل ذرة بـ "ثلاثة إلكترونات".

      النتيجة: يتكون "ثلاثة أزواج" من الإلكترونات المشتركة (إجمالي ٦ إلكترونات). ويُرمز لها بثلاثة خطوط (≡).

      مثال: الرابطة في جزيء النيتروجين (N₂)، حيث تحتاج كل ذرة نيتروجين (٢, ٥) إلى ثلاثة إلكترونات، فتشارك كل ذرة بثلاثة إلكترونات.

      (سؤال مقالي):
      جزيء "الأمونيا" (النشادر) يتكون من ذرة نيتروجين (N 7) وثلاث ذرات هيدروجين (H 1).
      وضح نوع وعدد الروابط التساهمية في هذا الجزيء.

      خواص المركبات الأيونية والتساهمية

      يؤدي اختلاف نوع الرابطة (أيونية أم تساهمية) إلى اختلاف كبير جداً في الخواص الفيزيائية للمركبات.

      جدول المقارنة بين الخواص

      الخاصية المركبات الأيونية (مثل: ملح الطعام NaCl) المركبات التساهمية (مثل: كلوريد الهيدروجين HCl)
      الحالة الفيزيائية توجد غالباً في صورة "صلبة" في درجة الحرارة العادية. يمكن أن توجد في صورة "غازية" (HCl) أو "سائلة" (الماء) أو "صلبة".
      درجة الانصهار والغليان "مرتفعة جداً"، بسبب قوة التجاذب الكهربي الكبيرة بين الأيونات. "منخفضة"، لأن القوى بين الجزيئات ضعيفة.
      الذوبان في الماء "معظمها يذوب" في المذيبات القطبية كالماء. "معظمها لا يذوب" في الماء (وبعضها يذوب).
      التوصيل الكهربي "توصل" التيار الكهربي، ولكن فقط عندما تكون "منصهرة" أو "محلول في الماء" (بسبب حرية حركة الأيونات). "لا توصل" التيار الكهربي (لأنها لا تتأين)، وبعضها يتأين بدرجة ضعيفة.

      (علل): لا يمكن تسييح "السكر" (مركب تساهمي) واستخدامه لتوصيل الكهرباء، بينما يمكن فعل ذلك بـ "ملح الطعام" (مركب أيوني)؟

      قراءة المزيد

      شرح المادة وخواصها - علوم اولى اعدادي

      المادة وخواصها

      يُعد هذا الدرس مدخلاً أساسياً لعلم الكيمياء. "المادة" هي كل ما يحيط بنا في هذا الكون، وهي ببساطة "كل ما له كتلة ويشغل حيزاً من الفراغ".

      تختلف المواد عن بعضها البعض بناءً على خصائصها الفريدة التي تميزها. وتنقسم هذه الخواص إلى نوعين: خواص فيزيائية (يمكن ملاحظتها دون تغيير المادة) وخواص كيميائية (تصف كيفية تفاعل المادة). سندرس في هذا الدرس كيفية تصنيف المواد وخواصها، وكيفية التمييز بينها وفصلها.

      خواص المادة (الفيزيائية والكيميائية)

      يمكن التمييز بين المواد عن طريق ملاحظة ووصف خواصها. وتنقسم هذه الخواص إلى نوعين رئيسيين.

      الخواص الفيزيائية

      هي الخواص التي يمكن ملاحظتها أو قياسها "دون تغيير" في تركيب المادة الأصلي.

      أمثلة: اللون، الرائحة، الطعم، الكثافة، اللزوجة، درجة الانصهار، درجة الغليان، التوصيل الكهربي، والتوصيل الحراري.

      الخواص الكيميائية

      هي الخواص التي تصف "كيفية تفاعل" المادة مع مواد أخرى، أو تحولها إلى مواد جديدة. لا يمكن ملاحظتها إلا عند حدوث "تغير كيميائي".

      أمثلة: قابلية المادة للاشتعال، أو الصدأ، أو تفاعلها مع الأحماض والقلويات (مثل تأثيرها على ورقة دوار الشمس).

      مصطلحات الدرس (للاطلاع)

      • المخلوط (Mixture)
      • المخلوط غير المتجانس (Heterogeneous mixture)
      • المخلوط المتجانس (Homogeneous mixture)
      • المادة النقية (Pure substance)
      • العنصر (Element)
      • المركب (Compound)
      • الجزيء (Molecule)
      • المركب العضوي (Organic compound)
      • الخواص الفيزيائية (Physical properties)
      • الخواص الكيميائية (Chemical properties)

      (سؤال مقالي):
      عندما يصدأ مسمار من الحديد، هل يعتبر هذا التغير فيزيائياً أم كيميائياً؟ ولماذا؟

      أولاً: الخواص الفيزيائية (اللزوجة، الكثافة، الانصهار)

      تُستخدم الخواص الفيزيائية كمعايير أساسية للتمييز بين المواد المختلفة.

      اللزوجة

      "اللزوجة" هي خاصية فيزيائية تعبر عن مدى "مقاومة" السائل للجريان أو التدفق.

      مثال: لزوجة العسل "أعلى" من لزوجة الماء، لذلك ينسكب العسل ببطء شديد مقارنة بالماء. هذه الخاصية مهمة جداً في تحديد مدى سرعة حركة الأجسام خلال السوائل.

      الكثافة

      "الكثافة" هي خاصية فيزيائية تصف "مقدار الكتلة الموجودة في حجم معين" من المادة. (الكثافة = الكتلة / الحجم).

      تطبيقات (الطفو والغطس): تُعد الكثافة هي السبب في طفو أو غطس المواد في السوائل.

      • المواد "الأقل كثافة" من السائل "تطفو" فوقه (مثل الخشب والثلج والزيت فوق الماء).
      • المواد "الأكبر كثافة" من السائل "تغوص" فيه (مثل الحديد والمسمار في الماء).

      درجة الانصهار

      "درجة الانصهار" هي درجة الحرارة الثابتة التي تبدأ عندها المادة في التحول من الحالة "الصلبة" إلى الحالة "السائلة".

      مثال: درجة انصهار "الثلج" النقي هي "صفر" درجة مئوية، بينما درجة انصهار "الزبدة" أعلى. يمكن استخدام هذه الخاصية للتمييز بين المواد النقية (مثل الذهب) والمواد المغشوشة (السبيكة).

      اختر الإجابة الصحيحة:
      عند وضع قطرة من الزيت في كوب به ماء، تطفو قطرة الزيت فوق السطح. هذا يدل على أن...
      (أ) كثافة الزيت أكبر من كثافة الماء.
      (ب) كثافة الماء أكبر من كثافة الزيت.
      (ج) لزوجة الزيت أكبر من لزوجة الماء.
      (د) لزوجة الماء أكبر من لزوجة الزيت.

      ثانياً: الخواص الكيميائية (النشاط الكيميائي)

      الخواص الكيميائية هي التي تحدد ما إذا كانت المادة ستتفاعل أم لا، وكيف ستتفاعل.

      تأثير الأحماض والقلويات

      تتفاعل بعض المواد (مثل الأحماض) مع "ورقة دوار الشمس" الزرقاء وتحولها إلى اللون "الأحمر".

      بينما تتفاعل مواد أخرى (مثل القلويات) مع ورقة دوار الشمس الحمراء وتحولها إلى اللون "الأزرق". المواد المتعادلة لا تؤثر على أي منهما.

      تطبيقات على الخواص الكيميائية (النشاط)

      يتم استغلال الخواص الكيميائية للعناصر في تطبيقات حياتية هامة:

      • الهيليوم: يُستخدم في ملء بالونات الاحتفالات والمناطيد لأنه "غاز خامل" (لا يشتعل) وأخف من الهواء.
      • النيتروجين: يُستخدم في ملء إطارات السيارات بدلاً من الهواء، لأنه "غاز خامل نسبياً" لا يتفاعل مع المطاط، ويحافظ على ضغط الإطار ثابتاً نسبياً لأنه "لا يتأثر بتغير درجة الحرارة" بنفس قدر الهواء.

      (علل): لماذا يُفضل استخدام الهيليوم عن الهيدروجين في ملء المناطيد رغم أن كلاهما أخف من الهواء؟

      تصنيف المواد (نقية ومخاليط)

      تنقسم جميع المواد في الكون إلى فئتين رئيسيتين: مواد نقية ومواد مخلوطة.

      المواد النقية (عناصر ومركبات)

      "المادة النقية" هي مادة لها تركيب كيميائي ثابت ومحدد، ولا يمكن فصلها إلى مكونات أبسط بالطرق الفيزيائية.

      وتنقسم إلى نوعين: "العناصر" (مثل الأكسجين، الحديد) و "المركبات" (مثل الماء، ملح الطعام).

      المخاليط

      "المخلوط" هو مادة تتكون من خلط مادتين نقيتين أو أكثر، مع احتفاظ كل مادة بخصائصها الأصلية، ويمكن فصل مكوناتها بالطرق الفيزيائية.

      وتنقسم إلى نوعين:

      • مخلوط متجانس (محلول): هو مخلوط لا يمكن تمييز مكوناته بالعين المجردة، وتبدو مكوناته كمادة واحدة (مثل محلول ملح الطعام في الماء).
      • مخلوط غير متجانس: هو مخلوط يمكن تمييز مكوناته بالعين المجردة (مثل مخلوط الرمل والماء، أو طبق السلطة).

      (سؤال مقالي):
      صنف المواد التالية إلى (عنصر، مركب، مخلوط متجانس، مخلوط غير متجانس):
      (الهواء الجوي) - (الحديد) - (الماء المالح) - (ثاني أكسيد الكربون).

      المواد النقية: العناصر والمركبات

      تُعد العناصر والمركبات هي المواد الأساسية التي تبني كل شيء حولنا.

      العنصر

      "العنصر" هو أبسط صورة نقية للمادة، ولا يمكن تحليله إلى ما هو أبسط منه بالطرق الفيزيائية أو الكيميائية العادية.

      مثال: الأكسجين، الزئبق، الكربون.

      المركب

      "المركب" هو مادة نقية تتكون من "اتحاد كيميائي" بين عنصرين مختلفين أو أكثر بنسب وزنية ثابتة، وينتج عن هذا الاتحاد مادة جديدة تختلف خواصها تماماً عن خواص العناصر المكونة لها.

      مثال: الماء (H₂O) مركب سائل، ينتج من اتحاد الهيدروجين (غاز يشتعل) والأكسجين (غاز يساعد على الاشتعال).

      أنواع المركبات (عضوية وغير عضوية)

      المركبات العضوية: هي مركبات يجب أن تحتوي على عنصري "الكربون" و "الهيدروجين" بشكل أساسي. (مثل: الميثان CH₄، سكر الجلوكوز C₆H₁₂O₆).

      المركبات غير العضوية: هي مركبات لا يشترط أن تحتوي على كربون، وإذا احتوت عليه (مثل CO_2)، فهي لا تحتوي على هيدروجين. (مثل: الماء H₂O، أكسيد الحديد Fe₂O₃).

      الصيغة الجزيئية

      هي صيغة رمزية بسيطة تعبر عن "نوع" و "عدد" الذرات المكونة لجزيء واحد من المركب.

      مثال: الصيغة الجزيئية لجزيء حمض النيتريك هي HNO_3، وهذا يعني أنه يتكون من ذرة هيدروجين واحدة، وذرة نيتروجين واحدة، وثلاث ذرات أكسجين.

      (علل): يُعتبر ملح الطعام (NaCl) مركباً، بينما يُعتبر الهواء الجوي مخلوطاً؟

      الجزيئات (جزيء العنصر وجزيء المركب)

      الجزيء هو أصغر جزء من المادة يمكن أن يوجد في حالة انفراد، وتتضح فيه خواص المادة.

      جزيء العنصر

      هو الجزيء الذي يتكون من ذرات "متماثلة" (نفس النوع).

      • جزيء أحادي الذرة: يتكون من ذرة واحدة (مثل: الكربون C، والهيليوم He، والحديد Fe).
      • جزيء ثنائي الذرة: يتكون من ذرتين (مثل: الأكسجين O₂، والهيدروجين H₂).
      • جزيء عديد الذرات: يتكون من أكثر من ذرتين (مثل: الأوزون O₃).

      جزيء المركب

      هو الجزيء الذي يتكون من ذرات "مختلفة" (أنواع مختلفة من العناصر).

      أمثلة: جزيء الماء (H₂O) يتكون من ذرتي هيدروجين وذرة أكسجين.

      جدول مقارنة (أمثلة):

      العنصر الصيغة الجزيئية نوع الجزيء عدد العناصر المكونة عدد الذرات المكونة
      جزيء حمض النيتريك HNO₃ جزيء مركب (غير عضوي) ٣ عناصر (H, N, O) ٥ ذرات (1+1+3)
      جزيء الميثان CH₄ جزيء مركب (عضوي) ٢ عنصر (C, H) ٥ ذرات (1+4)

      اختر الإجابة الصحيحة:
      أي من الجزيئات التالية يعتبر جزيء عنصر؟
      (أ) CO_2
      (ب) H_2O
      (ج) N_2
      (د) NH_3

      طرق فصل المواد (الفيزيائية والكيميائية)

      تعتمد طريقة الفصل على نوع المادة؛ فالمخاليط تُفصل بالطرق الفيزيائية، بينما المركبات لا تُفصل إلا بالطرق الكيميائية.

      طرق فصل المخاليط (فيزيائياً)

      يمكن فصلها بسهولة لاعتمادها على الخواص الفيزيائية المختلفة لمكوناتها:

      • الفصل المغناطيسي: لفصل مادة مغناطيسية (مثل برادة الحديد) عن مادة غير مغناطيسية (مثل الرمل).
      • الترشيح: لفصل مادة صلبة لا تذوب في سائل (مثل فصل الرمل عن الماء) باستخدام ورقة ترشيح وقمع.
      • التبخير والتكثيف: لفصل مادة صلبة ذائبة في سائل (مثل فصل الملح عن الماء). بالتسخين يتبخر الماء، وعند تكثيف البخار نحصل على ماء نقي.

      طرق فصل المركبات (كيميائياً)

      لا يمكن فصل مكونات المركب بالطرق الفيزيائية العادية لأن ذراته متحدة كيميائياً.

      • التسخين (الانحلال الحراري): بعض المركبات تنحل بالحرارة، مثل تسخين أكسيد الزئبق الأحمر، الذي ينحل إلى "زئبق" فضي و "أكسجين".
      • التحليل الكهربي: هو الطريقة المستخدمة لفصل المركبات المستقرة جداً، مثل تحليل الماء كهربائياً (بجهاز فولتا هوفمان) إلى عنصريه "الهيدروجين" و "الأكسجين".

      (سؤال مقالي):
      لديك مخلوط من (برادة حديد + ملح طعام + رمل).
      اقترح خطوات عملية مرتبة لفصل هذه المكونات الثلاثة عن بعضها.

      تطبيقات حياتية وتكنولوجية

      يساعدنا فهم خواص المواد على ابتكار تطبيقات تكنولوجية وحياتية مفيدة.

      تطبيق حياتي: صبغ الأزرق المصري

      استخدم قدماء المصريين مركب "سيليكات الكالسيوم والنحاس" (الأزرق المصري) في التلوين والصبغات وتزيين جدران المعابد والأدوات، وما زالت هذه الألوان زاهية حتى اليوم نظراً لثباتها الكيميائي.

      تطبيق تكنولوجي: الإيروجل

      "الإيروجل" هو مادة صلبة مُصنّعة، تتميز بأنها "منخفضة الكثافة" جداً (شبه شفافة وخفيفة كالريشة) وتتكون بنسبة ٩٩.٨٪ من الهواء.

      نظراً لهذه الكثافة المنخفضة، يُعد "الإيروجل" أفضل مادة "عازلة للحرارة" عرفتها البشرية حتى الآن، ولذلك يُستخدم في صناعة ملابس رواد الفضاء وبدلات الغطس العازلة للحرارة.

      (علل): لماذا لا يغوص رواد الفضاء في الماء إذا ارتدوا بدلة مصنوعة من "الإيروجل"؟

      قراءة المزيد

      الجدول الدوري وتصنيف العناصر - علوم أولى اعدادي

      الجدول الدوري وتصنيف العناصر

      يُعد "الجدول الدوري" هو الأداة الأهم في علم الكيمياء. إنه بمثابة "خريطة" أو "مكتبة" منظمة ترتب جميع العناصر الكيميائية المعروفة بناءً على خصائصها وسلوكها.

      لم يظهر هذا الجدول بشكله النهائي مرة واحدة، بل هو نتاج محاولات علمية عديدة بدأت بمحاولة العالم الروسي "مندليف" لترتيب العناصر، ثم تطورت على يد "موزلي" بعد اكتشاف "رذرفورد" لنواة الذرة، ووصلت إلى شكلها الحديث القائم على التوزيع الإلكتروني.

      أولاً: تطور الجدول الدوري (مندليف، موزلي، الحديث)

      تعددت محاولات العلماء لتصنيف العناصر بهدف تسهيل دراستها وفهم خواصها، وأهم هذه المحاولات هي:

      الجدول الدوري لمندليف

      يُعد الجدول الذي وضعه العالم الروسي "ديمتري مندليف" أول جدول دوري حقيقي لتصنيف العناصر.

      الأساس العلمي: رتب مندليف العناصر ترتيباً "تصاعدياً حسب أوزانها الذرية".

      مميزاته: كانت عبقرية مندليف في أنه "ترك خانات فارغة" (فجوات) في جدوله، وتنبأ باكتشاف عناصر جديدة في المستقبل وحدد خصائصها مسبقاً.

      الجدول الدوري لموزلي (بعد رذرفورد)

      بعد أن اكتشف العالم "رذرفورد" أن نواة الذرة تحتوي على "بروتونات موجبة الشحنة"، جاء العالم "موزلي" وأعاد ترتيب الجدول.

      الأساس العلمي: رتب موزلي العناصر ترتيباً "تصاعدياً حسب أعدادها الذرية" (أي عدد البروتونات)، وليس حسب أوزانها الذرية كما فعل مندليف.

      الجدول الدوري الحديث

      هو الجدول المعتمد حالياً. بعد اكتشاف مستويات الطاقة الفرعية، أعاد العلماء ترتيب الجدول مرة أخرى.

      الأساس العلمي: رُتبت فيه العناصر ترتيباً تصاعدياً حسب "أعدادها الذرية"، بالإضافة إلى "طريقة ملء مستويات الطاقة الفرعية بالإلكترونات".

      (سؤال مقالي):
      "اضطر مندليف إلى الإخلال بالترتيب التصاعدي للأوزان الذرية لبعض العناصر".
      في ضوء دراستك، لماذا اضطر مندليف لذلك؟ وكيف عالج "موزلي" هذه المشكلة؟

      ثانياً: وصف الجدول الدوري الحديث

      يتكون الجدول الدوري الحديث من ١١٨ عنصراً معروفاً حتى الآن، وهو منظم في شبكة من الصفوف الأفقية والأعمدة الرأسية.

      الدورات (الصفوف الأفقية)

      يتكون الجدول من "٧ دورات أفقية" مرقمة من ١ إلى ٧.

      "رقم الدورة" يدل على "عدد مستويات الطاقة المشغولة بالإلكترونات" في ذرة العنصر.

      مثال: الصوديوم (Na) توزيعه (٢, ٨, ١)، فهو يمتلك ٣ مستويات طاقة، لذلك يقع في الدورة الثالثة.

      المجموعات (الأعمدة الرأسية)

      يتكون الجدول من "١٨ مجموعة رأسية".

      "رقم المجموعة" (خاصة المجموعات A) يدل على "عدد الإلكترونات في مستوى الطاقة الأخير" (إلكترونات التكافؤ).

      مثال: الصوديوم (Na) توزيعه (٢, ٨, ١)، فهو يمتلك ١ إلكترون في مستواه الأخير، لذلك يقع في المجموعة (1A).

      تصنيف العناصر (فلزات، لا فلزات، أشباه فلزات، غازات خاملة)

      يمكن أيضاً تقسيم الجدول بناءً على الخواص وحالة العنصر:

      • الفلزات (صلبة): تشغل معظم الجدول (مثل الصوديوم، الحديد، الذهب).
      • اللافلزات: توجد في الجانب الأيمن (مثل الكربون، الأكسجين، الكلور).
      • أشباه الفلزات: عناصر تجمع بين خواص الفلزات واللافلزات (مثل السيليكون).
      • الغازات الخاملة: تقع في المجموعة الأخيرة (١٨ أو صفرية).
      • العناصر السائلة: لا يوجد في الجدول سوى عنصرين سائلين فقط هما: "الزئبق" (فلز) و "البروم" (لا فلز).

      اختر الإجابة الصحيحة:
      عنصر يمتلك ٤ مستويات للطاقة، ومستواه الخارجي يحتوي على إلكترونين. يقع هذا العنصر في...
      (أ) الدورة الرابعة والمجموعة 4A
      (ب) الدورة الرابعة والمجموعة 2A
      (ج) الدورة الثانية والمجموعة 4A
      (د) الدورة الثانية والمجموعة 2A

      ثالثاً: تصنيف العناصر حسب الفئات (s, p, d, f)

      ينقسم الجدول الدوري الحديث إلى أربع "فئات" (بلوكات) أساسية، بناءً على طريقة ملء مستويات الطاقة الفرعية.

      الفئة (s) - يسار الجدول

      تقع في "يسار" الجدول الدوري.

      تتكون من مجموعتين فقط: المجموعة (1A) (الفلزات القلوية)، والمجموعة (2A) (الفلزات القلوية الأرضية).

      الفئة (p) - يمين الجدول

      تقع في "يمين" الجدول الدوري.

      تتكون من ٦ مجموعات، تبدأ من (3A) حتى (7A) (وتشمل اللافلزات والهالوجينات)، وتنتهي بالمجموعة (الصفرية أو ١٨) (الغازات الخاملة).

      الفئة (d) - وسط الجدول

      تقع في "وسط" الجدول، وتفصل بين الفئتين s و p.

      تُعرف عناصرها باسم "العناصر الانتقالية الرئيسية"، ويبدأ ظهورها من الدورة الرابعة.

      الفئة (f) - أسفل الجدول

      تقع "أسفل" الجدول، وهي مفصولة عنه لمنع الجدول من أن يصبح طويلاً جداً.

      تُعرف عناصرها باسم "العناصر الانتقالية الداخلية"، وتنقسم إلى سلسلتين: "اللانثانيدات" و "الأكتينيدات".

      (سؤال مقالي):
      تنتمي عناصر المجموعتين (1A) و (7A) إلى فئتين مختلفتين، ولكن كلاهما يُرمز له بالرمز (A).
      ما هو الاسم الذي يطلق على عناصر الفئتين (s) و (p) مجتمعة؟ ولماذا؟

      رابعاً: كيفية تحديد موضع العنصر في الجدول

      يمكننا تحديد "عنوان" أي عنصر في الجدول (رقم الدورة ورقم المجموعة) بمعلومية عدده الذري، وذلك عن طريق إجراء التوزيع الإلكتروني.

      قواعد تحديد الموضع

      • تحديد رقم الدورة: يساوي "عدد مستويات الطاقة" المشغولة بالإلكترونات في ذرة العنصر.
      • تحديد رقم المجموعة (A): يساوي "عدد الإلكترونات" الموجودة في مستوى الطاقة الأخير (إلكترونات التكافؤ).
      • تحديد رقم المجموعة (الصفرية): إذا كان مستوى الطاقة الأخير "مكتملاً" بـ ٨ إلكترونات (أو ٢ في حالة الهيليوم)، يقع العنصر في المجموعة الصفرية (١٨).

      أمثلة تطبيقية

      مثال ١: الصوديوم (Na 11)

      • التوزيع الإلكتروني: (٢, ٨, ١).
      • عدد مستويات الطاقة = ٣ ... إذن، يقع في "الدورة الثالثة".
      • عدد إلكترونات المستوى الأخير = ١ ... إذن، يقع في "المجموعة 1A".

      مثال ٢: الأرجون (Ar 18)

      • التوزيع الإلكتروني: (٢, ٨, ٨).
      • عدد مستويات الطاقة = ٣ ... إذن، يقع في "الدورة الثالثة".
      • عدد إلكترونات المستوى الأخير = ٨ (مكتمل) ... إذن، يقع في "المجموعة الصفرية (١٨)".

      جدول أمثلة لتحديد الموضع

      العنصر التوزيع الإلكتروني عدد مستويات الطاقة رقم الدورة إلكترونات المستوى الأخير رقم المجموعة التكافؤ
      H (1) 1 1 الأولى 1 1A أحادي
      Na (11) 2, 8, 1 3 الثالثة 1 1A أحادي
      Mg (12) 2, 8, 2 3 الثالثة 2 2A ثنائي
      Ar (18) 2, 8, 8 3 الثالثة 8 (مكتمل) الصفرية (١٨) صفر

      (سؤال مقالي):
      عنصر (X) يقع في الدورة الثانية والمجموعة 7A.
      استنتج: (أ) عدده الذري، (ب) توزيعه الإلكتروني، (ج) الفئة التي ينتمي إليها.

      خامساً: الخواص الكيميائية (التكافؤ وتمثيل لويس النقطي)

      الخواص الكيميائية للعنصر (أي كيفية تفاعله) تعتمد بشكل حصري على "إلكترونات مستوى الطاقة الأخير"، والتي تُعرف بـ "إلكترونات التكافؤ".

      التكافؤ

      "التكافؤ" هو عدد الإلكترونات التي "تفقدها" الذرة (الفلزات)، أو "تكتسبها" الذرة (اللافلزات)، أو "تشارك بها" الذرة (اللافلزات) أثناء التفاعل الكيميائي للوصول إلى حالة الاستقرار (التركيب الثماني).

      • المجموعة (1A) (مثل Na): تفقد ١ إلكترون، إذن تكافؤها "أحادي".
      • المجموعة (2A) (مثل Mg): تفقد ٢ إلكترون، إذن تكافؤها "ثنائي".
      • المجموعة (7A) (مثل Cl): تكتسب ١ إلكترون، إذن تكافؤها "أحادي".
      • المجموعة (الصفرية) (مثل Ar): لا تفقد ولا تكتسب (مستقرة)، إذن تكافؤها "صفر".

      تركيب لويس النقطي (تمثيل إلكترونات التكافؤ)

      هو طريقة مبسطة لتمثيل ذرة العنصر، لا نهتم فيها بكل الإلكترونات، بل فقط بـ "إلكترونات التكافؤ" (المستوى الأخير).

      يتم رسم "رمز العنصر" محاطاً بـ "نقاط"، كل نقطة تمثل إلكتروناً من إلكترونات التكافؤ. يتم توزيع النقاط فرادى أولاً على الجوانب الأربعة، ثم يبدأ الازدواج.

      جدول أمثلة لتركيب لويس النقطي (لعناصر الدورة الثانية)

      العنصر الليثيوم (Li) البريليوم (Be) البورون (B) الكربون (C) النيتروجين (N) الأكسجين (O) الفلور (F) النيون (Ne)
      التوزيع الإلكتروني 2, 1 2, 2 2, 3 2, 4 2, 5 2, 6 2, 7 2, 8
      رقم المجموعة 1A 2A 3A 4A 5A 6A 7A الصفرية (١٨)
      التكافؤ أحادي ثنائي ثلاثي رباعي ثلاثي ثنائي أحادي صفر
      تركيب لويس النقطي (نقطة واحدة) (نقطتان) (٣ نقاط) (٤ نقاط) (٥ نقاط) (٦ نقاط) (٧ نقاط) (٨ نقاط)

      (سؤال مقالي):
      عنصر الكبريت (S 16)، توزيعه الإلكتروني (٢, ٨, ٦).
      ارسم تركيب لويس النقطي لهذا العنصر، واستنتج تكافؤه.

      سادساً: تدرج الخواص في الجدول الدوري

      تتغير خواص العناصر بشكل منتظم ومتدرج عبر دورات ومجموعات الجدول الدوري.

      تدرج خاصية الحجم الذري

      • في الدورة الواحدة (أفقياً): "يقل" الحجم الذري كلما اتجهنا من اليسار إلى اليمين (مثل: الصوديوم Na أكبر حجماً من الكلور Cl).
        السبب: لزيادة قوة جذب النواة الموجبة للإلكترونات في نفس المستوى.
      • في المجموعة الواحدة (رأسياً): "يزداد" الحجم الذري كلما اتجهنا من أعلى إلى أسفل (مثل: البوتاسيوم K أكبر حجماً من الصوديوم Na).
        السبب: لزيادة عدد مستويات الطاقة المشغولة بالإلكترونات.

      تدرج خاصية السالبية الكهربية

      "السالبية الكهربية" هي مقدرة الذرة (في الجزيء التساهمي) على "جذب إلكترونات الرابطة الكيميائية" نحوها.

      • في الدورة الواحدة (أفقياً): "تزداد" السالبية الكهربية كلما اتجهنا من اليسار إلى اليمين (بزيادة العدد الذري).
      • في المجموعة الواحدة (رأسياً): "تقل" السالبية الكهربية كلما اتجهنا من أعلى إلى أسفل (بزيادة العدد الذري).

      ملاحظة: الغازات الخاملة (المجموعة الصفرية) ليس لها قيم سالبية كهربية، لأنها مستقرة ولا تميل لجذب أي إلكترونات.

      تدرج الخواص الفلزية واللافلزية

      الخاصية الفلزات اللافلزات الهالوجينات (7A)
      الوصف عناصر تميل لفقد إلكترونات (أيون موجب) عناصر تميل لاكتساب إلكترونات (أيون سالب) هي "أقوى" اللافلزات (مثل F, Cl, Br, I)
      درجة الغليان والانصهار مرتفعة جداً (باستثناء الصوديوم والبوتاسيوم) منخفضة (باستثناء الكربون) تتدرج من غاز (F) إلى سائل (Br) إلى صلب (I)
      تدرج النشاط (في المجموعة) يزداد النشاط من أعلى لأسفل (البوتاسيوم أنشط من الصوديوم) (يختلف حسب المجموعة) يقل النشاط من أعلى لأسفل (الفلور أنشط من الكلور)

      (علل): لماذا يعتبر عنصر "الفلور" (F 9) هو العنصر الأعلى سالبية كهربية في الجدول الدوري؟

      قراءة المزيد
      الاشتراك في: التعليقات (Atom)

      Pages