تـــــــــجـــــــــــارب عـــــلـــــمــــــيــــه

إقرأ المزيد... Résuméabuiyad

العناصر الانتقاليه

موقعها في الجدول الدوري :
تقع العناصر الانتقالية في وسط الجدول الدوري وتنقسم إلى:
العناصر الانتقالية الرئيسية:" هي مجموعة من العناصر التي ينتهي تركيبها الإلكتروني لمجال التكافؤ d،s وتتوزع في ثلاث متسلسلات يحتوي كل منها على عشرة عناصر" .
العناصر الانتقالية الداخلية:
" هي مجموعة من العناصر التي ينتهي تركيبها الإلكتروني لمجال التكافؤ d،f وتشمل سلسلتين تقع في الجزء السفلي من الجدول وتحوي كل منها 14 عنصرا تعرف بمتسلسلة اللانثانيدات ومتسلسلة الأكدينيدات
.المجموعة الأولى الفرعية ( 1B ):
فلزات العملة . " تستخدم في صك العملات "
علل : تستخدم عناصر المجموعة الأولى في صك العملات ؟
الخواص العامة لفلزات العملة :
1/ مقاومتها للتآكل بفعل الجو
2/ لها قابلية عالية للسحب والطرق
3/ توصيلها الجيد للحرارة والكهرباء علل : لأنها تنصهر عند درجة حرارة منخفضة نسبيا .
هذه العناصر تتخذ في بعض مركبتها عدد الأكسدة (+1) لسهولة فقد الإلكترون من المجال الخارجي .
علل : الذهب والفضة يكونان روابط تساهمية ؟
لان عنصري الذهب والفضة من العناصر الثقيلة فان الشحنة الموجبة في نواتيهما عالية ، ولذا يميلان إلى الاتحاد بالعناصر الأخرى بواسطة رابطة تساهمية .
ان النحاس في معظم مركباته يتخذ عدد الاكسدة (+2) والفضة (+1) والذهب (+3)
النحاس ( Copper ) cu :
يعرف على شكل الفلز الحر ، يدخل في كثير من الاستعمالات
استخلاص النحاس :
تصهر المواد الخام في أفران الحرق الذاتي ( للتخلص من اكبر كمية ممكنة من الكبريت ) وتخلط مع الفحم والسيلكا وعندما ترتفع درجة الحرارة إلى مافوق 450 ينفصل النحاس حسب المعادلة الكيميائية :
Cu2 S+ 2Cu2O 6Cu + SO2


والنحاس الناتج غير نقي ولإزالة الشوائب منه والحصول على الفلز النقي يتم تنقيته بعملية التحليل الكهربائي .


خواص النحاس :
الخواص الفيزيائية :
فلز معدني لونه أحمر في صورته النقية وسبائكه لها ألوان جذابة ، درجة انصهاره 1083م وبينما درجة غليانه 2595م ، يمتاز بقابليته العالية للتوصيل الحراري والكهربائي .
الخواص الكيميائية :
يتفاعل النحاس مع الهالوجينات (عناصر المجموعة 7أ )
مركبات النحاس :
ياخذ النحاس في املاحة أعداد أكسدة (+1 أو +2 )
1/ كبريتات النحاس الثنائي : CuSO4
اهم املاح النحاس نظرا لتعدد تطبيقاته العملية وتوفر وجودة في الطبيعة
H2SO4 + CuO CuSO4 + H2O
وكبريتات النحاس الثنائي مسحوق ابيض اللون في الحالة اللامائية
شديد الميل لامتصاص الرطوبة حيث يتحول لونه إلى الأزرق ويسمى كبريتات النحاس الثنائي المائي CuSo.5HO (الزاج الأزرق) عند تعريضه لدرجة حرارة تصل إلى 250 يتحول إلى كبريتات النحاس الثنائي اللامائي .
2/ اكاسيد النحاس :
أ - أكسيد النحاس الثنائي :CuO




ب - أكسيد النحاس الأحادي : Cu2O


الفضة : (Silver ) Ag


مركبات الفضة :
1/ نترات الفضة : ِAgNO3


تعد نترات الفضة من أشهر مركبات الفضة وهي ملح شفاف يحضر بإضافة حمض النيتروجين
Ag + 2HNO3 AgNO3 + NO2 + H2O
ونترات الفضة سهلة الذوبان في الماء


الذهب :


وجوده في الطبيعة :
يوجد في الطبيعة حرا على صورته الفلزية غير متحد بعناصر أخرى
استخلاص الذهب :
1/ بجرش الصخور الحاوية وغسلها بالماء حيث يذهب الزبد ويترسب الذهب ثقيلا
2/ بمعالجته إذا كان ضمن طبقة ترابية بمحلول سيايند الصوديوم ليكون محلول الذهب المعقد Na[Au(CN)4] الذي يختزل ذلك بالخارصين لاستخلاص الذهب
خواص الذهب الفيزيائية :
فلز اصفر لماع لين قابل للطرق والسحب ينصهر الذهب عند 1063 ودرجة غليانه 2809 وهو موصل جيد للحرارة و الكهرباء .
خواص الذهب الكيميائية :
يمتاز الذهب بقلة نشاطه الكيميائي فهو لايتاثر بالهواء ولابالحماض والقواعد والمحاليل الملحية ماعدا الماء الملكي الذي يذيب الذهب والماء الملكي مزيج من حمض الكلور وحمض النيتروجين






















المجموعة الفرعية الثانية :
الحديد :
استخلاص الحديد :
يعتمد مبدأ تحضير الحديد في الصناعة على اختزاله من اكاسيده الذي يحترق متحولا إلى Co تتم العملية في الأفران اللافحة التي تتراوح درجة الحرارة فيها بين ( 400 – 1800 )
3Fe2O3 + CO 2Fe3O4 + CO2
3Fe3O4 + CO 3FeO + CO2
3FeO + CO 2FeO + CO2


ولنسبة الكربون في الحديد أهمية بالغة في الصناعة
تعدين الحديد :
الحديد المتداول ثلاثة أنواع : الحديد الصب ( الزهر ) الحديد المطاوع ( اللين ) الحديد الصلب ( الفولاذ )
الخواص الكيميائية :
للحديد الزهر واللين والفولاذ صفات واحدة :
1/ تفاعله مع الهواء
لا يؤثر الهواء الجاف على الحديد في درجة حرارة عادية بينما إذا تركته في الهواء الرطب فترة طويلة تتشكل طبقة بنية اللون تسمى الصدأ ويتكون من أكسيد الحديد المائي (2Fe2O3 . 3H2O) وهيدروكسيد الحديد الثلاثي Fe(OH)3 وتمتاز هذه الطبقة بأنها تحمي الحديد من استمرار التآكل
2/ تفاعله مع الماء
اذا مررنا بخار الماء على الحديد المسخن الى درجة الاحمرار يتكون اكسيد الحديد المغناطيسي
Fe + 4H2O Fe3O4 + 4H2
3/ تفاعله مع اللافلزات
يحترق الحديد المسخن في الكلور مكونا كلوريد الحديد الثلاثي
2Fe +3Cl2 2FeCl3
واذا سخنت برادة الحديد مع الكبريت تكون كبريتيد الحديد الثنائي
Fe + S FeS
4/ تفاعلة مع الاحماض
يتفاعل كل من حمض الكلور وحمض الكبريت في درجة الحرارة العادية مع برادة الحديد
Fe + HCl FeCl2 + H2
مركبات الحديد :
1/ مركبات الحديد الثنائي
اكسيد الحديد الثنائي FeO
كبريتات الحديد الثنائيFeSO4
كلوريد الحديد الثنائي FeCl2
هيدروكسيد الحديد الثنائي Fe(OH)2
2/ مركبات الحديد الثلاثي
اكسيد الحديد الثلاثي Fe2O3
كلوريد الحديد الثلاثي Fe2Cl3
كبريتات الحديد الثلاثي Fe2(SO4)3


والسلام عليكم ورحمة الله وبركاته

إقرأ المزيد... Résuméabuiyad

العناصر الممثله

العناصر الممثلة فى بعض المجموعات المنتظمة فى الجدول الدوري
كما درسنا سابقاً فى الجدول الدوري وعلمنا أن العناصر المثالية هي عناصر الفئة ( S ) وعناصر الفئة ( P ) عدا عناصر المجموعة الصفرية ( الغازات النبيلة ) وسوف ندرس إن شاء الله فى هذا الباب المجموعة الأولى ( A ) كمثال لعناصر الفئة ( S ) وكذلك المجموعة الخامسة ( A ) كمثال لعناصر الفئة ( P ) .
أولاً : عناصر الفئة ( S ) ( عناصر المجموعة A ، ( 1A )
1- تتكون هذه المجموعة من ست عناصر هي على الترتيب .
(الليثيوم ( Li ) - الصوديوم (Na )3- البوتاسيوم ( K ) - الروبيديوم ( Rb )- السيزيوم ( Cs ) - الفرانسيوم ( Fr ) )
2- تسمى عناصر هذه المجموعة بعناصر الأقلاء الأرضية .
سؤال :- علل تسمى عناصر المجموعة الأولى بعناصر الأقلاء ؟
ج) عناصر هذه المجموعة عناصر فلزية لاحتواء مستوى طاقتها الأخير على إلكترون واحد لذلك أكسيد هذه العناصر عدا عنصر الفرانسيوم تكون أكاسيد قاعدية تذوب هذه الأكاسيد القاعدية فى الماء لتعطى القلوي المناظر لذلك أطلق عليها عناصر الأقلاء ( أي مكونات القلوي )
س : علل تسمى عناصر هذه المجموعة بالعناصر الأرضية ؟
ج) كلمة أرضية كلمة لاتينية معناها الأكسيد وأطلقت هذه الكلمة ( أرضية ) على عناصر هذه المجموعة لوجود هذه العناصر فى معظم خاماتها على هيئة أكسيد .
ملاحظات هامة :-
بعض هذه العناصر أي عناصر المجموعة الأولى نادرة الوجود فى الطبيعة مثل عنصر الفرانسيوم (Fr ) لأنه عنصر مشع نحصل عليه من خلال انحلال إشعاعي لعنصر الأكتينيوم AC227 59

عنصر الفرانسيوم بالرغم من أنه ينتمي لعناصر الفلزات إلا أنه يسلك سلوك العناصر المشعة لأنه عنصر مشع وفترة عمر النصف له 20 دقيقة .
3- الصوديوم والبوتاسيوم من العناصر المتوفرة فى القشرة الأرضية .
* أهم خامات الصوديوم هو الملح الصخري NaCl
* أهم خامات البوتاسيوم هو كلوريد البوتاسيوم KCl الذي يوجد فى ماء البحر – رواسب الكارناليت
( KCl. MgCl2. 6H2O ) .


الخواص العامة لعناصر المجموعة الأولى( A )
أ) من خلال التوزيع الالكتروني لعناصر هذه المجموعة نلاحظ أن كل عنصر يحتوى على إلكترون واحد فى غلاف التكافؤ ويترتب على ذلك :-
1-كل عنصر من عناصر هذه المجموعة يقع فى بداية دورة جديدة أي يعتبر كل عنصر أول دورته لأنه يقع أقصى يسار الدورة الخاصة به .
2- عدد تأكسد كل عنصر من عناصر هذه المجموعة ( +1 ) نتيجة فقد العنصر لإلكترون التكافؤ )
3-معظم مركباتها أيونية ، وأيون كل عنصر يشبه تركيب الغاز الخامل الذى يسبقه لذلك تعتمد خواص الأملاح غالباً على الأيون السالب فقط .
أمثلة :-
* ملح سيانيد الصوديوم NaCN سام لأن أيون السيانيد ( CN- ) سام .
برمنجانات البوتاسيوم KMnO4 مادة مؤكسدة لأن أيون البرمنجنات ( MnO4 ) مؤكسدة .
4-عوامل مختزلة قوية جداً وذلك لسهولة فقد إلكترون التكافؤ .
5-أكثر الفلزات ليونة وأقلها فى درجات الانصهار والغليان. ( علل )
ج ) وذلك لضعف قوة تماسك ذراتها بسبب ضعف الرابطة الفلزية وذلك لقلة الكترونات المستوى الخارجي ( واحد إلكترون ) .
ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــ
ب) تعتبر ذرات عناصر المجموعة أكبر الذرات المعروفة حجماً ، ويزداد الحجم الذرى فى المجموعة بزيادة العدد الذرى ويترتب على ذلك :-
** تعتبر فلزات المجموعة أعلى الفلزات المعروفة إيجابية كهربية ونشاط كيميائي . ( علل )
ج) وذلك لزيادة نصف القطر وقلة جذب النواة لأكتر ون التكافؤ فيسهل فقده .
** يستخدم البوتاسيوم والسيزيوم فى الخلايا الكهروضوئية ( علل )
ج) وذلك لكبر حجمها الذرى وصغر جهد تأينها فيسهل فقد إلكترون التكافؤ عند تعرض سطح الفلز للضوء
الظاهرة الكهروضوية :- هي ظاهرة انبعاث الكترونات من سطح المعدن عند سقوط الضوء عليه .
** كثافتها قليلة؟ ( علل ). وذلك لكبر الحجم الذري وصغر رقم الكتلة لها .
** عند اتحادها مع العناصر تكون روابط أيونية ؟( علل ) . لأن السالبية الكهربية لها صغيرة جداً ، لذلك يكون فرق السالبية بينها وبين العناصر اللافلزية خاصة أكبر من 1.7 فتتكون رابطة أيونية .
ج) عند إثارة الكترونات ذرات عناصر المجموعة الأولى بالحرارة إلى مستويات طاقة أعلى فإنها تعطى ألوان مميزة لهذه العناصر ، وتستخدم هذه الخاصية فى الكشف عن هذه العناصر " الكشف الجاف "
مثل :-
( الليثيوم ............... قرمزي ) ( الصوديوم ................... أصفر ذهبي )
( بوتاسيوم .............. بنفسجي فاتح ) ( سيزيوم ..................... أزرق بنفسجي )
د) تحفظ بعيداً عن الهواء والرطوبة مغمورة تحت سطح الكيروسين وذلك لنشاطها الكيميائي الكبير .
ملحوظة : الكيروسين ( لا يدخل فى تركيبه عنصر الأكسجين ) .
ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ـــــــ
فكر :- [1] ما المقصود بالمجموعة المنتظمة مع التمثيل ؟
[2] علل لما يأتي :- * تسمى عناصر المجموعة 1A بعناصر الأقلاء .
* تسمى عناصر المجموعة 1A ، 2A عناصر الفئة S .
* تقل الرابطة الفلزية بين ذرات عناصر المجموعة 1A .
* زيادة ليونة وقلة درجة انصهار وغليان عناصر 1A .
[3] يعتبر عنصر الفرانسيوم ناتج لانحلال عنصر الأكتينيوم . وضح ذلك
[4] التدرج فى الأعداد الذرية لعناصر الأقلاء يتبعه تدرج فى الخواص . وضح ذلك من حيث جهد
التأين - السالبية الكهربية – الكثافة .
[5] اكتب الصيغة الكيميائية لكل من : الملح الصخري – الكارناليت .
الخواص الكيميائية المميزة لعناصر المجموعة الأولى ( 1A )

فعل الهواء الجوي :-
• الهواء الجاف : لا يؤثر على فلزات المجموعة .
• الهواء الرطب : عند تعرض عناصر 1A للهواء الجوى الرطب تصدأ وتفقد بريقها اللامع لتكون الأكسيد ثم تتغطى فى النهاية بطبقة من كربونات الفلز ( عدا الليثيوم ) .
مثال :- 4 Na + O2 2 Na2O
Na2o + H2O 2 NaOH
+Na2CO3 H2O 2 Na OH + CO 2

ملاحظة هامة :- الليثيوم فقط يتحد مع نيتروجين الهواء الجوى مكوناً نيتريد الليثيوم الذي يتفاعل مع الماء معطياً غاز النشادر . 6 Li + N2 2 Li3 N
↑ Li3N + 3 H2O 3 Li OH + NH3
ــــــــــــــــــــــــــــــ
مع الماء :- تتفاعل عناصر المجموعة بشدة مع الماء ويكون التفاعل مصحوباً بانطلاق طاقة تؤدى إلى اشتعال الهيدروجين المتصاعد ، ويزداد التفاعل عنفاً منLi إلى Cs .
2 Na + 2 H2O → 2 NaOH + H2 ↑
ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ـــــــ
فكر :- 1) علل لما يأتي :- * تفقد قطعة الصوديوم بريقها عند تعرضها للهواء الجوى الرطب .
* لا يحفظ الصوديوم تحت سطح الماء ( لا تطفأ حرائق الصوديوم بالماء) .
2) من نيتروجين الهواء الجوى كيف تحصل على غاز النشادر ( مع كتابة المعادلات الرمزية ) .
ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــ
* مع الأكسجين :- عند حرق فلزات المجموعة 1A فى الأكسجين ينتج 3 أنواع من الأكاسيد طبقاً لتدرج
النشاط فى عناصر المجموعة كما يلي :-
أ) الليثيوم يعطى الأكسيد العادي : 4 Li + O2 ∆ 2 Li2O
ب) الصوديوم يعطى فوق الأكسيد : 2 Na + O2 ∆ Na2 O2
جـ ) البوتاسيوم والروبيديوم والسيزيوم تعطى سوبر أكسيد K + O2 ∆ KO2
ــــــــــــــــــــــــــــــــــــ
ملاحظات :- * عدد تأكسد الأكسجين فى الأكسيد العادي (-2) وفى الفوق أكسيد (-1) والسوبر أكسيد ( ( )
• يتفاعل كل من فوق الأكسيد والسوبر أكسيد مع ثاني أكسيد الكربون الجوى ويتصاعد غاز الأكسجين .
2 Na2O2 + 2 CO2 → 2 Na2CO3 + O2 ↑

4 KO2 + 2 CO2 2 K2CO3 + 3 O2 ↑
لذلك يستخدم سوبر أكسيد البوتاسيوم فى تنقية جو الغواصات والأماكن المغلقة . ( علل )
ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــ
الأكسيد المثالي لعناصر المجموعة الأولى هو ( X2O ) حيث ( X ) رمز العنصر وهو عبارة عن أكسيد قاعدي قوى يتفاعل مع الماء منتجاً أقوى القلويات المعروفة مثل ( Na2O ، K2O ماعدا Li2O )


مع الأحماض تحل فلزات المجموعة 1A محل هيدروجين الأحماض ويتكون ملح الحمض وهيدروجين ويكون التفاعل عنيفاً . 2 Na + 2 HCl → 2 NaCl + H2 ↑
ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ
مع الهيدروجين تتفاعل عناصر الأقلاء مع الهيدروجين وتكون الهيدريدات .
ملاحظات :- * الهيدريدات مركبات أيونية 2 Li + H2 → 2 Li H
* عدم تأكسد الهيدروجين فى الهيدريدات (-1) 2 Na + H2 → 2NaH

* بالتحليل الكهربي لمصهور الهيدريدات يتصاعد الهيدروجين عند المصعد .
Na H Na + + H -
عند المصعد عند المهبط مصهور
* الهيدريدات مواد مختزلة تتفاعل مع الماء وينطلق هيدروجين
Li H + H 2 O → LiOH + H2 ↑
مع الهالوجينات تتفاعل عناصر الأقلاء مع الهالوجينات بشدة ويكون التفاعل مصحوب بانفجار وتتكون هاليدات أيونية شديدة الثبات . 2 Na + Cl2 → 2 NaCl
2 K + Br2 → 2 KBr
ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ
مع اللافلزات الأخرى تتفاعل عناصر الأقلاء الساخنة مباشرة مع الكبريت والفوسفور
كبريتيد صوديوم 2 Na + S → Na2 S
( فوسفيد بوتاسيوم ) 3K + P → K3P
ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ ــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ
أثر الحرارة على الأملاح الأكسيجينية للأقلاء تمتاز الأملاح الأكسيجينية للأقلاء بأنها ثابتة حرارياً .
أ) جميع كربونات الأقلاء لا تنحل بالحرارة ماعدا كربونات الليثيوم . Li2CO3 Li2O + CO2
ب) تنحل نترات الأقلاء انحلالاً جزئياً إلى نيتريت الفلز وأكسجين . 2Na NO3 ∆ 2 Na NO2 + O2 ↑
ملاحظة :- * يصاحب انحلال نترات البوتاسيوم انفجار شديد لذلك تستخدم فى صناعة البارود .
* لا تصلح نترات الصوديوم فى صناعة البارود ( علل ) .
جـ : لأنها مادة متميعة ( أي تمتص بخار الماء من الجو )

استخلاص فلزات الأقلاء من خاماتها :-
• فلزات الأقلاء أقوى العوامل المختزلة المعروفة . ( علل )
• لذلك لا توجد فى الطبيعة فى حالة انفراد وتوجد فى شكل مركبات أيونية .
• لا يمكن تحضيرها باختزال أكاسيدها بالعوامل المختزلة لقوة ارتباطها بالأكسجين .
• لا تحضر بالتحليل الكهربي لمحاليل مركباتها وذلك لتفاعلها الشديد مع الماء .
طريقة ديفى :- التحليل الكهربي لمصهور هاليدات الأقلاء فى وجود بعض المواد الصهارة لخفض درجة الانصهار
مثل ( CaCl2 ، Na2CO3 ) .
فكر :- 1) وضح بمعادلات رمزية فقط واذكر شروط التفاعل وتأثير كل مما يأتي على فلزات الصوديوم :-
الأكسجين – الماء – الهيدروجين – الكبريت – الكلور – حمض HCl
2) أمامك مسحوقين أحدهما هيدريد صوديوم والآخر أكسيد صوديوم . كيف تميز بينما بتجربة عملية واحدة .
3) علل لما يأتي :-
* تستخدم نترات البوتاسيوم فى صناعة البارود بينما لا تستخدم نترات الصوديوم ؟
* لا تحضر فلزات الأقلاء باختزال أكاسيدها بالعوامل المختزلة ؟
* لا تحضر فلزات الأقلاء بالتحليل الكهربي لمحاليل أملاحها ؟
* يعتبر التحليل الكهربي لمصهورات هاليدات الأقلاء أصلح الطرق لاستخلاصها ؟
* خواص أملاح عناصر الأقلاء تعتمد على الأيون السالب فقط .؟
* يمكن استخدام ( كشف اللهب ) فى الكشف عن عناصر الأقلاء ؟
4) أكمل : أ) عند التحليل الكهربي لمصهور هيدريد الصوديوم يتصاعد غاز الهيدروجين عند ........... ( مايو2001 )
ب) تنحل نترات فلزات الأقلاء بالحرارة لتعطى ............. ، ............... ( مايو 2000 )
ج) عدد تأكسد الأكسجين فى فوق أكسيد الهيدروجين هو .............. وعدد تأكسد الهيدروجين فى
هيدريد الصوديوم .............. ( مايو 2000 )
د) كلما ............ عدد الكترونات التكافؤ فى ذرة الفلز كلما أصبحت الذرات أكثر تماسكاً وتكون درجة
انصهار الفلز ................... ( أغسطس 99 )
هـ) يتحلل نيتريد الليثيوم فى الماء وينتج غاز .......... ويتفاعل الصوديوم مع الماء ويتصاعد غاز ........ (97)
و) يتفاعل فوق أكسيد الصوديوم مع الماء البارد مكونا ......... ، .......... ( أغسطس 96)

أشهر مركبات الصوديوم
(1) هيدروكسيد الصوديوم :- ( Na OH )
* التحضير فى الصناعة :- بالتحليل الكهربي لمحلول كلوريد الصوديوم .
* أهم خواصه :- [1] مركب صلب أبيض متميع . [2] تأثيره كاو على الجلد .
[3] يذوب فى الماء بسهولة ويكون محلول قلوي ( ذوبان طارد للحرارة ) .
[4] يتفاعل مع الأحماض مكوناً ملح الصوديوم للحمض والماء .
NaOH +HCl → NaCl + H2O
2NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2H2O
أهم استخدامات NaOH :-
1) فى كثير من الصناعات الهامة ( صناعة الصابون – الورق – الحرير الصناعي )
2) فى تنقية البترول من الشوائب الحامضية .
3) الكشف عن الشقوق القاعدية ( الكاتيونات ) .
أ‌) الكشف عن كاتيون النحاس Cu+2 :-
محلول الملح + ملح هيدروكسيد الصوديوم ← راسب أزرق من هيدروكسيد نحاس ( يسود بالتسخين )
CuSO4 + 2 NaOH → Cu(OH)2 + Na2SO4
راسب أزرق
Cu(OH)2 ∆ CuO + H2O
راسب أسود
ب‌) الكشف عن كاتيون الألومنيوم Al+3 :-
محلول الملح + محلول هيدروكسيد الصوديوم ← راسب أبيض من هيدروكسيد الألومنيوم يذوب في الزيادة من NaOH مكونا ألومينات صوديوم.
AlCl3 + 3 NaOH → Al(OH)3 + 3 NaCl
NaOH + Al(OH)3 → NaAlO2 + 2 H2O
(2) كربونات الصوديوم Na2CO3
ويسمى الملح المتهدرت بصودا الغسيل
• التحضير :-
• أ) فى المعمل : إمرار غاز CO2 فى محلول Na OH الساخن ، ثم يترك المحلول ليبرد فتنفصل بلورات كربونات الصوديوم .
• ب) فى الصناعة ( طريقة سولفاى ) :- إمرار غازي NH3 ، CO2 فى محلول مركز من NaCl فينتج NaHCO3 التي تنحل بالتسخين إلى Na2CO3 ، CO2 ، H2O .
NH3 + CO2 + H2O + NaCl → NaHCO3 + NH4Cl
2 NaHCO3 ∆ Na2CO3 + CO2 + H2O


أهم خواصه :- [1] مسحوق أبيض يذوب بسهولة فى الماء ومحلوله قاعدي التأثير .
[2] لا تتأثر بالتسخين حيث تنصهر دون أن تتفكك .
[3] تتفاعل مع الأحماض ويتصاعد غاز CO2
Na2CO3 + 2 HCl → 2NaCl + H2O + CO2
أهم استخداماتها :- [1] صناعة الزجاج . [2] صناعة الورق .
[3] صناعة النسيج . [4] إزالة عسر الماء .
( عسر الماء ) هو عدم إعطاء الماء رغوة مع الصابون لاحتوائه على بعض الأملاح المعدنية .

أسئلة امتحانات الثانوية العامة

س1- اختر الإجابة الصحيحة من بين الأقواس :
1- يحفظ الصديوم تحت سطح ( الماء – حمض الكبريتيك – الكيروسين – الصودا الكاوية ).
2- عند تسخين نترات الصديوم تنحل إلى : ( أكاسيد نيتروجينية وصوديوم – نيتريت صوديوم وأكسجين – أكسيد صوديوم وثاني أكسيد نيتروجين – أكسيد صوديوم وأكسيد نيتريك .)
3- يتلون لهب بنزن غير المضيء في وجود كاتيونات الصوديوم بلون ( بنفسجي – قرمزي- أزرق – أصفر ).

س2-أكمل ما يأتي :
1- تنحل نترات فلزات الأقلاء بالحرارة لتعطي ...............،.............. .
2- يتفاعل فوق أكسيد الصوديوم مع الماء البارد مكونا .............، ........... .
3- . 4KO2 + 2CO2 Cu ………….. , ………
4- ينحل نيتريد الماغنيسيوم في الماء الساخن وينتج غاز ............ويتفاعل الصوديوم مع
الماء ويتصاعد غاز ............. .
4- عند التحليل الكهربائي لمصهور هيدريد الصوديوم يتصاعد غاز الهيدروجين عند.........

س3-علل لما يأتي :
1- يستخدم السيزيوم في الخلايا الكهربية ؟
2- لا تطفأ حرائق الصوديوم بالماء ؟
3- يستخدم سوبر أكسيد البوتاسيوم في تنقية جو الغواصات ؟

س4- وضح بالمعادلات الرمزية كيف تحصل على : فوق أكسيد الهيدروجين من فوق أكسيد الصوديوم ؟

س5- أذكر استخداماً واحداً لكل من : الصودا الكاوية – كربونات الصوديوم – السيزيوم ؟

س6- اذكر بإيجاز ما ساهم به كل من العلماء الآتي أسماءهم في مجال علم الكيمياء :

ديفي – سولفاي ؟

والسلام عليكم ورحمة الله وبركاته

إقرأ المزيد... Résuméabuiyad

الجدول الدوري

الجدول الدوري للعناصر الكيميائية, والذي يعرف أيضا بـ (جدول مندلييف، الجدول الدوري للعناصر، أو فقط الجدول الدوري) وهو عرض جدولي للعناصر الكيميائية المعروفة. على الرغم من وجود جداول سبقت جدول مندلييف إلا أن بناء هذا الجدول يعزى بشكل عام إلى الكيميائي الروسي ديمتري مندليف, حيث قام في عام 1869 بترتيب العناصر بالاعتماد على السلوك (الدوري) للخصائص الكيميائية للعناصر، ثم قام هنري موزلي عام 1911 بإعادة ترتيب العناصر بحسب العدد الذري، أي عدد الإلكترونات الموجودة بكل عنصر. ومع مرور الوقت تم تعديل مخطط الجدول مرات عديدة، حيث أضيفت عناصر جديدة مكتشفة، كما أضيفت نماذج نظرية طورت لتفسير سلوك العناصر الكيميائية.

أصبح الجدول الدوري في عصرنا هذا معتمداً في جميع المناحي الأكاديمية الكيميائية، موفراً إطاراً مفيداً جداً لتصنيف وتنظيم ومقارنة جميع الأشكال المختلفة للخصائص الكيميائية. وللجدول الدوري تطبيقات متعددة وواسعة في الكيمياء والفيزياء وعلم الحياة والهندسة خاصة الهندسة الكيميائية.

يحتوي الجدول الدوري الحالي على 117 عنصراً (إلى تاريخ تموز 2009) (العناصر 1-116 والعنصر 118).

محتويات
1 بنية الجدول الدوري
2 التصنيف
2.1 المجموعات
2.2 أرقام المجموعات
3 طرق أخرى لعرض الجدول الدوري
4 توضيح تركيب الجدول الدوري
5 تاريخ الجدول الدوري
6 جدول مندليف
7 النظرية الذرية
8 الجداول الحديثة
9 استعمالات الجدول
10 خواص العناصر

بنية الجدول الدوري
H He
Li Be B C N O F Ne
Na Mg Al Si P S Cl Ar
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As S e Br Kr
Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
Cs Ba * Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
Fr Ra ** Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Uub Uut Uuq Uup Uuh Uus Uuo
↓
* La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu
** Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr




السلاسل الكيميائية في الجدول الدوري

فلزات قلوية فلزات قلويات ترابية لانثينيدات أكتينيدات فلزات إنتقالية
فلزات ضعيفة أشباه الفلزات اللافلزات هالوجينات غازات نبيلة

المزيد عن الجدول الدوري...



التصنيف
المجموعات
المجموعة هي العامود الرأسي في الجدول الدوري للعناصر. يوجد في الجدول 18 مجموعة في الجدول الدوري القياسي. العناصر الموجودة في كل مجموعة لها نفس تركيب غلاف التكافؤ من حيث عدد الإلكترونات, وهذا يعطى لهذه العناصر تشابها في الخواص.

أرقام المجموعات
هناك ثلاثة أنظمة لترقيم المجموعات الأول باستخدام الأرقام العربية، والثانى باستخدام الأرقام رومانية، والثالث عبارة عن مزج بين الأرقام الرومانية والحروف اللاتينية. وقد تم اختيار الترقيم العربي من قبل الاتحاد الدولي للكيمياء والكيمياء التطبيقية. وقد تم تطوير هذا النظام المقترح من IUPAC ليحل محل الأرقام الرومانية حيث أنها قد تسبب الالتباس نظرا لأنها تستخدم نفس الأسماء لمعان مختلفة.

طرق أخرى لعرض الجدول الدوري
الجدول الدوري العربي، وهو مثل المعروض بالأعلى وبه المعلومات الأساسية عن العناصر.
الجدول الدوري القياسي، وهو مثل المعروض بالأعلى وبه المعلومات الأساسية عن العناصر.
الجدول الدوري الرأسي والذي يحسن من القدرة على المتابعة أثناء التصفح في الشبكة المعلوماتية.
الجدول الدوري الكبير وبه المعلومات الأساسية عن العناصر، وأسماء العناصر.
الجدول الدوري الضخم وبه المعلومات الأساسية عن العناصر، وأسماء العناصر والكتل الذرية.
الجدول الدوري العريض وبه عناصر المستوى الفرعى f بداخله وأيضا مجموعة اللانثينيدات والأكتينيدات.
الجدول الدوري الممتد وبه أماكن العناصر حتى 218.
الجدول الدوري موضحا التوزيع الإلكتروني.
الجدول الدوري موضحا الخاصية الفلزبة واللا فلزية.
الجدول الدوري موضحا المستويات الفرعية.
قائمة العناصر مرتبة بالاسم.
قائمة العناصر مرتبة بالرمز.
قائمة العناصر مرتبة بالعدد الذري.
قائمة العناصر مرتبة بدرجة الغليان.
قائمة العناصر مرتبة بدرجة الانصهار.
قائمة العناصر مرتبة بالكثافة.
قائمة العناصر مرتبة بالكتلة الذرية.
*الجدول الدوري التفاعلي
الجدول الحديث لأحمد حمدي عبد النبي عبد العال
توضيح تركيب الجدول الدوري
عدد إلكترونات التكافؤ تحدد إلى أي دورة يتنتمى العنصر. كل غلاف من أغلفة الطاقة في ذرات العناصر ينقسم إلى مستويات فرعية عديدة، والتي تمتلئ بزيادة الرقم الذري للعناصر طبقا للترتيب التالي :

1s
2s 2p
3s 3p
4s 3d 4p
5s 4d 5p
6s 4f 5d 6p
7s 5f 6d 7p
8s 5g 6f 7d 8p
...

هذا الترتيب يماثل ترتيب الجدول الدوري. ونظرا لأن الإلكترونات في مستويات الطاقة الخارجية هي التي تحدد خواص العناصر الكيميائية، فإن العناصر تميل لأن تكون متشابهه في مجموعات الجدول الدوري. العناصر التي تلى بعضها في مجموعة الجدول الدوري يكون لها خواص فيزيائية متشابهه بالرغم من الاختلاف الكبير بين كتلة كل منها. بينما العناصر التي تلى بعضها في دورة الجدول الدوري يكون لها كتلة متشابهه ولكن تختلف في خواصها الفيزيائية.

فمثلا، يوجد بقرب النيتروجين (N) عنصر الكربون (C) والأكسجين (O) (عند النظر للدورة). وبغض النظر عن تقاربهم في الكتلة (مقدرا الاختلاف بينهم مجرد وحدات كتل ذرية محدودة)، فإن لهم خواص مختلفة تماما، والذي يمكن ملاحظته عند النظر إلى خاصية التآصل : فمثلا عندما يكون الأكسجين ثنائي الذرة فهو غاز ويساعد على الاحتراق، بينما النيتروجين ثنائي الذرة يكون غاز لا يساعد على الاشتعال، والكربون صلب يمكن أن يحترق (يمكن للماس أن يحترق.

وبالعكس، فإنه بالقرب من الكلور (Cl) عند النظر للمجموعة), في المجموعات الأخيرة كل من الفلور (F) والبروم (Br). وبغض النظر أيضا عن اختلافها الكبير في الكتلة فإن لها خواص متقاربة للغاية. فهي جميعا عناصر تساعد على التآكل بشدة (أي أنها ترتبط بسرعة مع الفلزات لتكون أملاح هاليدات الفلز)، الكلور والفلور غازات، ولكن البروم سائل له درجة غليان منخفضة للغاية، كما أن الكلور والبروم لهما لون.

تاريخ الجدول الدوري
المقالة الرئيسية : تاريخ الجدول الدوري

كان أرسطو عام 330 ق م يعتبر العناصر أربعة عناصر.هي الأرض والهواء والنار والماء. وفي عام 1770صنف لافوازييه 33 عنصر.وفرق بين الفلزات (المعادن) واللافلزات. وفي عام 1828 صنع جدولا للعناصر وأوزانها الذرية ووضع للعناصر رموزها الكيماوية. وفي عام 1829 وضع دوبرينر ثلاثة جداول بها ثلاثة مجموعات كل مجموعة تضم 3 عناصر متشابهة الخواص. المجموعة الأولي تضم الليثيوم والصوديوم والبوتاسيوم والثانية تضم الكالسيوم والإسترونشيوم والباريوم. والثالثة تضم الكلورين والبرومين واليود. وفي عام 1864 رتب جون نيولاندز John Newlands 60 عنصرا حسب الأوزان الذرية ووجد تشابها ما بين العنصر الأول والعنصر التاسع والعنصر الثاني والعنصر العاشر إلي آخره من الترتيب. فاقترح قانون أوكتاف the 'Law of Octaves'.وكان ديمتري مندليف Dmitri Mendeleev - عالم كيميائي روسي ولد بمدينة توبوليسك بسيبيريا عام 1834 - عرف بانه أبو الجدول الدوري للعناصر the periodic table of the elements.وهذا الجدول له أهميته لدراسة الكيمياء وفهم وتبسيط التفاعلات الكيميائية حتي المعقدة منها. ولم يكن مندليف قد رتب الجدول الدوري للعناصر فقط، بل كتب مجلدين بعنوان مباديء الكيمياء Principles of Chemistry. مات 20 يناير 1907.

تم اقتراح الجدول الدوري الأصلي بدون معرفة التركيب الداخلى للذرات، فلو تم ترتيب العناصر طبقا للكتلة الذرية، ثم تم وضع الخواص الأخرى فيمكن ملاحظة التكرارية التي تحدث للخواص عند تمثيلها مقابل الكتلة الذرية. أول من أدرك تلك التكرارية هو الكيميائي الألماني جوهان فولف جانج دوبرينير والذي لاحظ عام 1829 وجود ثلاثيات من العناصر تتقارب في صفاتها.

بعض الثلاثيات
العنصر الكتلة الذرية الكثافة
كلور 35.5 0.00156 g/cm3
بروم 79.9 0.00312 g/cm3
يود 126.9 0.00495 g/cm3


كالسيوم 40.1 1.55 g/cm3
سترانشيوم 87.6 2.6 g/cm3
باريوم 137 3.5 g/cm3

وبعد ذلك لاحظ الكيميائي الإنجليزى جون أليكساندر ريينا نيولاندز عام 1865، أن العناصر ذات الخواص المتشابهة تتكرر بدورية مقدارها 8 عناصر، مثل ثمانيات السلم الموسيقي، وقد لاقى هذا الاقتراح ثمانيات نيولاند سخرية من معاصريه. وأخيرا في عام 1869، قام الألماني يوليوس لوثر ماير والكيميائي الروسي ديمتري إيفانوفيتش ميندليف تقريبا في نفس الوقت بتطوير أول جدول دوري، بترتيب العناصر طبقا للكتلة. وقد قام مندليف بتغيير وضع مكان بعض العناصر نظرا لأان مكانها الجديد يتماشى بصورة أفضل مع العناصر الجديدة المجاورة لها, وقد تم تصحيح بعض الاخطاء في وضع بعض العناصر طبقا لقيم الكتل الذرية، وتوقع أماكن وجود بعض العناصر التي لم تكتشف بعد. وقد تم إثبات صحة جدول مندليف لاحقا بعد اكتشاف التركيب الإلكتروني في القرن 19، القرن 20.

في عام 1940 قام جلين تى سيبورج بتوضيح بعد-يورانيوم اللانثينيدات والأكتينيدات والتي يمكن أن توضع ضمن الجدول أو أسفله (كما موضح بالأعلى)

جدول مندليف

ديمتري مندلييف، أب الجدول الدوريكان مندليف قد حاول تصنيف العناصر من خلال ملاحظاته ان بعض العناصر لها خاصية كيميائية وفيزيائية متشابهة. وهذا التشابه اعتبره مندليف المفتاح للكشف عن النماذج الخفية في العناصر. فبدأ بكتابة بطاقات عليها العناصر والحقائق الثابتة والمعروفة عنها. وجعل لكل عنصر بطاقة دون عليها درجة الانصهار والكثافة واللون والوزن الذري لذرة كل عنصر والقوة الترابطية له. وعدد الروابط التي يستطيع العنصر تكوينها. ولما فرغ مندليف من تدوين البطاقات حاول تصنيفها بعدة طرق. واخيرا لاحظ أن ثمة نماذج بدت له من خلال ترتيب هذه العناصر حسب الزيادة في الكتلة الذرية atomic mass أو الوزن الذري. فلاحظ أن القوة الترابطية the bonding power للعناصر من الليثيوم lithium حتي الفلورين fluorine تغيرت بطريقة مرتبة. فمثلا بعد الفلورين fluorine نجد العنصر الأثقل الصوديوم الذي له نفس القوة الترابطية كالليثيوم. لهذا رتب مندليف بطاقة الصوديوم تحت بطاقة الليثيوم. وهذا معناه في جدول مندليف أن العنصر له نفس الخاصية كالعنصر الذي فوقه أو العنصر الذي تحته.ورغم هذا لم يكن جدول مندليف كاملا أو دقيقا. لأن ترتيب العناصر به حسب تزايد الكتلة(الوزن) الذرية atomic mass لكل عنصر، خلف 3 فراغات بجدوله ووقال مندليف أن هذه الفراغات ستملآ بعناصر لم تكتشف بعد. ومن خلال موقعها في جدوله استطاع أن يبين خواصها. ونشر جدول مندليف عام 1869م. ومعني كلمة دوري "periodic" أن أنماطا من خواص العناصر متكررة في كل صف. وبعد 16 سنة من نشر جدول مندليف استطاع الكيميائيون اكتشاف العناصر الثلاثة المفقودة من الجدول وهي اسكانيديوم scandium وجاليوم gallium وجرمانيوم germanium.وكانت خواصها تشبه ما ذكره مندليف عنها. فالجدول الدوري نجده جدولا للعناصر الكيماوية مرتبة لتبين خواصها الكيمائية والفيزيائية. غير ان عناصر كالكلورين والحديد والنحاس مواد كيماوية أساسية لاتتكسر بالتفاعلات الكيماوية.عكس المركبات الكيماوية التي تتكون من عدة عناصر. فالجدول الدوري وسيلة لترتيب العناصر المعروفة حتي العناصر التي لم تكتشف بعد. حقيقة العناصر المتشابهة في الخواص توضع في نفس المجموعة بالجدول الدوري. لكن لعدة سنوات لم يحل لغز هذا التشابه في هذا السلوك الصفاتي.

النظرية الذرية
حتي نهاية القرن 19 كانت الذرة تعتبر ككرة صلبة صغيرة. عندما اكتشف طومسون الإلكترون عام 1897.فلقد كان العلماء بعرفون أن التيار الكهربائي لو مر في أنبوبة مفرغة، فيمكن رؤية تيارا على هيئة مادة متوهجة. ولم يكن يعرف لها تفسيرا. فلاحظ طومسون أن التبار المتوهج الغامض يتجه للوح الكهربائي الموجب.فوجد أن التيار المتوهج مكون من جسيمات صغيرة وأجزاء من الذرات تحمل شحنات سالبة سميت بالإلكترونات. وقال ايوجين جولدشتين عام 1886 أن الذرات بها شحنات موجبة. وفي سنة 1911 كانت النظرية الذرية لرذرفورد، عندما قال أن الذرة تتكون من قلب مكثف له شحنة موجبة من البروتونات protons حوله طوق من الإلكترونات السالبة تدور حول النواة.وفي سنة 1932اكتشف جيمس كادويك نوعا ثالثا من جسيمات الذرة أطلق عليه نيترونات. Neutrons. وأن النترونات تققل تنافر البروتوناتى النتشابعى الشحتة الكهربائيى بالنواة المتماسكة. والنترونات حجمها نفي حجم البروتونات بالنواة. ولاتحمل شحنات كهربائية لأنها. متعادلة الشحنات.والذرة متعادلة الشحنة لأن عدد البروتونات الموجبة يعادل عدد الإلكترونات السالبة داخلها. وأصغر ذرة ذرة الهيدروجين. ومعظم الفراغ بالذرة فارغ. لأن الإلكترونات تدور قي مدارات بعيدة نسبيا من النواة. وكل عنصر من العناصر المختلفة تتميز عن غبرها من العناصر بعدد ثابت من البروتونات. ولكل ذرة عتصر ما، وزنها الذري الذي يعين حسب عدد البروتونات والنترونات بنواتها. ويجب أن نعرف أن حجم الذرة ضئيل جدا. فذرة الهيدروجين قطرها (5 x 10–8 mm). فلو وضعنا 20 مليون ذرة هيدروجين فتشكل جطا طوله واحد ملليمتر. وذرة الهيدروجين تتكون من بروتون واحد والكترون واحد. وذرة الهيليوم بها 2 بروتون يدور حولها 2الكترون. وبصفة عامة نجد أن كل ذرة لها قلب يسمي النواة a nucleus التي تشكل كتلة الذرة تقريبا، الا أنها تشغل حيزا صغيرا من حجم الذرة نفسها.لأن معظم الذرة فراغ حول النواة. وبالنواة يوجد جسيمات أصغر هي البروتونات protonsموجبة الشحنات والنترونات neutrons متعادلة الشحنات. ويدور بالفراغ حول النواة جسيمات خفبفة جدا تسمي الإلكترونات electrons.وكل عنصر بذرته عدد ثابت ومتشابه من البروتونات بالنواة. فعنصر الكسجين بنواته 8 بروتونات. والنترونات لاتجمل شحنات كهروبائية ز وليس بالضرورة ذرة كل عنصر تجمل عددا ثابتا من البروتونات. فلو ذرات عنرا ما تحمل عددا مختلفا من الروتونات يطلق عليها نظائر مشعة isotopes من العنصر الواحد. والإلكترونات جسبمات سلبية الكهربائية ندور في الفراغ حول النواة. وكتلة الإلكترون تعادل 1/2000 كتلة البروتون أو النيترون. والتفاعل أو الإتحاد بين ذرات العناصر تتم بين ترابط الإلكترونات لتكوين الجزيئات أو المركبات الكيماوية. لهذا نجد العدد الذري لكل ذرة يدل علي عدد البروتونات بنواة ذرة العنصر.فالأكسجين عدده الذري 8. وهذا معناه أن ذرة الأكسجين تتكون من 8 بروتونات والرقم الذري للنحاس 29 وهذا معناه أن ذرة عنصر النحاس نواتها بها29 بروتون. وكتلة الذرة نجدها مجموع عدد البروتونات والنترونات بالنواة. لأن 99،99% من كتلة الذرة في النواة. فأمكن التعرف من خلال التعرف علي مكنونات الذرة علي تفسيرات للنماذج المتكررة بالجدول الدوري. فوجد العلماء أن العناصر في مجموعة واحدة من الجدول تمتلك نفس العدد من الإلكترونات الخارجية بمدارات الذرة.وكانت الجسيمات لم تكن قد أكتشفت عندما وضع العلماء الجداول الدورية الأولي. وحدسثنا السابق كان حول الذرة المتعادلة الشحنات كهربائيا.لكن في الحقيقة الذرات يمكنها فقدان أو اكتساب الكتلاونات سالبة. لكن عدد البروتونات لاتتغير بالنواة. فلو اكتسبت الذرة الكترونات تصبح الذرة سالبة الشحنة لأن عدد الإلكتلاونات تزيد علي عدد البروتونات بالنواة..ولو فقدت الذرة الكترونات تصبح الذرة موجبة الشحنة لأن عدد البروتوناتبالنواة يزيد علي عدد الإلكترونات. وكل ذرة لها شجنة تسمي ايون an ion فالهيدروجين الموجب الشجنة يسمي ايون الهيدروجين الموجب وتوضع فوق رمزه علامة (+) ويكتب هكذا H+ ولو كان أيون ذرة الهيدروجين سالب الشحنة يكتب هكذا(H-) ولو كانت الذرة متعادلة تكتب بدون علامة(+ أو -) وتكتب الذرة هكذا(H).وفي الحالات الثلاثة للذرة نجد أن العدد الذري والوزن الذري ثابت. وفي النظائر isotopes للعنصر نجد أن عدد البروتونات تتغير حسب نظير العنصر. لهذا نجد أن نظير العنصر يتغير في الوزن الذري الذي هو مجموع عدد البروتونات والنترونات، وليس في العدد الذري الذي هو عدد البروتونا ت. فالنظير لعنصر نجده ثابت في العدد الذري ومختلف في الوزن الذري.فالهيدروجين عدده الذري 1 ووزنه الذري 1 والديتريم Deuterium نظير الهيدروجين نجد عدده الذري 1 ووزنه الذري 2

الجداول الحديثة
تحمل نفس المعلومات التي وضعها مندليف في جدوله. ففي هذه الجداول الحديثة وضعت العناصر التي تتشابه في خواصها علي شكل أعمدة طولية يطلق عليها مجموعات groups أو عائلات families. وعددها 18 مجموعة. فالمجموعة 1 بالجدول تضم معادن لينة كلها تتفاعل مع الماء بشدة لتعطي غاز الهيدروجين. لهذ نجد العناصر في الجدول الدوري الحديث مرتبة من اليسار لليمين ومن أعلي لأسفل في نظام تزايد العدد الذري للعناصر (العدد الذري هو عدد البروتونات في نواة الذرة).و يوجد بالجدول أكثر من 90 عنصرا طبيعيا فوق الأرض وعناصر صناعية ابتكرت.وهذه العناصر المضافة أعدادها الذرية الأكبر بالجدول. لأنها حضرت من خلال التجارب والتفاعلات النووية. وأحدث عنصر حضر، به 116بروتون في نواة كل ذرة. هذه العناصر الصناعية لم يطلق عليها أسماء رسمبة حتي الآن. فالنظام المتبع، الترتيب حسب العدد الذري للعناصر.لكن الترتيب العمودي الذي يسمي بالمجموعات رتب حسب الخواص الكيماوية والخواص الطبيعية للعناصر، وعدد الإلكترونات في المدارات الخارجية حول النواة العنصر. ووضع العناصر في مجموعات بالجدول الدوري لم تكن واضحة المعالم. فبعض العلماء لم يوافقوا علي اختلافات بسيطة من بينها الهيدروجينHydrogen والهليوم Helium. فالهيليومHe غاز خامل لايتفاعل مع بقية العناصر. وقد وضع في المجموعة 18 التي تضم الغازات النبيلة A noble gas. وتضم أيضا النيون neon والآرجون argon والكريبتون krypton، وكلها غازات خاملة. لكن العلماء الذين يرتبون العناصر حسب عدد الإلكترونات في المدار الخارجي للذرات، يضعون الهليوم مع الماغنيسيوم magnesium والكالسيوم calcium والباريوم barium في المجموعة 2 التي يطلق عليها المعادن الأرضية القلوية the alkaline earth metals التي تحوى إلكترونين في مدارها الخارجي. وقد نشرالجدول الدوري في أشكال وأحجام عدة لكن أكثر الجداول الحديثة المستعملة تبدأ بالمجموعة (العمود) 1 حيث توجد المعادن علي اليسار ويليها المجموعة 2 معادن الأرض القلوية alkaline earth metals.وهاتان المجموعتان تليهما صفوف تتكون من عشرة أعمدة بها 40 عنصر وكل عمود به 4 عناصر. وهذه المجموعات العشر يطلق عليها المعادن الإنتقالية the transition metals وهي المجموعات من رقم 3 – 12. والمجموعات من 13- 18في الجانب الأيمن من المجموعة يوجد خط فاصل فوقه اللامعادن nonmetals كالأكسجين oxygen والكربون carbon والنيتروجين nitrogen وفي الجزء الأسفل علي اليسار يوجد القصدير tin والرصاص lead. بالإضافة لوجود مجموعتين مقسمتين لصفين. وتتكونان من 28 عنصر. كل صف به 14 عنصر. وهما باسفل الجدول الرئيسي.وهذه العناصر هي عناصر الأرض النادرة(Lanthanide، lanthanons، lanthanoids) rare earth elements.لأن خواصها متشابهة.لدرجة يصعب علي الكيميائيين فصلهما عن بعض عندما يختلطان معا. والمفروض هذان الصفان يوضعان حسب العدد الذري بين المجموعتين 1و2 من جهة وكتلة المعادن الإنتقالية المكونة من المجموعات من 3-12 من جهة أخرى، للتقليل من حجم الجدول الدور ي. والعلماء يعتبرون الصفوف الأفقية بالجدول الدوري فترات periods تختلف في أطوالها من أعلي لأسفل الجدول.وهي تضم من أعلي لأسفل 2و8 و8 و18و18و32و32 عنصرا. وهذه الأرقام لها صلة بأقصي عدد من الإلكترونات التي يمكن أن توجد في مدار الذرة لأي عنصر في فترته. وكل فترة بالجدول، بها العناصر غير متشابهة في الخواص عكس ما هو متبع في المجموعات بالأعمدة. والعناصر التي توجد في نفس المجموعة كالقلويات. alkali والهالوجينات halogensنجد ان عدد الإلكترونات في المدار الخارجي لذراتها متساويا مع رقم المجموعة. ومجموعة العناصر بين مجموعة 2و مجموعة 3 المعادن الإنتقالية transition metals وهي متشابهة في تكوين مركبات ملونة.ولها تكافؤ مختلف وتستخدم كمواد محفزة catalysts. والعناصر من رقم 58 - 71 تعرف بالعناصر الأرضية النادرة lanthanides وحقيقة كل هذه العناصر ليست بالضرورة أن تكون نادرة في الأرض. لأن عنصر السيريوم أكثر وفرة من أي عنصر آخر واكثر 5 مرات وجودا من الرصاص. لكن كلها فضية وأكثر المعادن تفاعلا.

استعمالات الجدول
يعتبر الجدول الدوري للعناصر له أهميته للعلماء وطلاب الكيمياء لدراسة العناصر والخواص الكيميائية والفيزيائية، وكيفية اختلافها بكل مجموعة به. فمن خلال الجدول يمكن الحدس بخواص عنصر ما، وكيفية التفاعل مع عنصر آخر. فلو أراد دارس معرفة خواص عنصر كالفرانشيوم francium مثلا، فيمكنه التعرف عليه من خلال خواص المجموعة 1. فسيعرف أنه معدن لين يتفاعل بشدة مع الماء أكثر من العنصر الذي فوقه. ولو أراد معرفة مركبات التلليريم tellurium مع الهيدروجين hydrogen.فان العنصرين سيكونان مركب H2Te لأن بقية العناصر في مجموعة التلليريم تكون مركبات مع الهيدروجين كالماء H2Oوكبريتيد الهيدروجين H2S و H2Se.وأخيرا كان تنظيم جدول مندليف يعتمد علي الوزن الذري في الترتيب التصاعدي والجدول الدوري الحديث يعتمد علي العدد الذري التصاعدي ولكل عنصر عدده الذري ولا يتكرر مع عنصر آخر. لأن العدد الذري هو عدد البروتونات في نواته. وأصبح لكل عنصر رمزه الكيماوي. فالكربون رمزه C والأكسجين رمزه O والكبريت رمزهS والهيدروجين رمزه H والكربون نجد ان عدده الذري 6ووزنه الذري حوالي 12.

خواص العناصر
1-الفلزات (المعادن)Metals :

أ- خواصها الفيزيائية(الطبيعية) : - اللمعان والبريق. - موصلة جيدة للحرارة والكهرباء. - كثافتها عالية. - درجة انصهارها عالية. - يمكن سحبها لأسلاك. - يمكن طرقها لألواح.

ب- خواصها الكيميائية : - تفقد ألكترونات بسهولة. - تتآكل بسرعة. فالجديد يصدأ والفضة تطوس.

2-اللافلزات (اللامعادن) Nonmetals :

أ- خواصها الفيزيائية(الطبيعية) : صفاتها عكس المعادن - لاتلمع وبدون بريق. - رديئة التوصيل للحرارو والكهرباء، - هشة تتهشم بسهولة. - لاتسحب لسلاك. - لاتطرق لألواح. - كثافتها قليلة. - درجة الانصهار منخفضة.

ب- الخواص الكيماوية : - تميل لإكتساب الكترونات وحيث أن المعادن تميل لفقدان الكترونات واللامعادن تميل لإكتساب الكترونات. لهذا المعادن واللا معادن يميلان لتكوين مركبات منهما. وهذه المركبات يطلق عليها مركبات أيونية (متاينة) ionic compounds. وعندما يتحد اثنان أو أكثر من اللامعادن تكون مركبات متحدة الذرات a covalent compound.

3-أشباه الفلزات (المعادن) Metalloids : لها خواص المعادن واللامعادن

أ- خواصها الفيزيائية (الطبيعية): - صلبة - لامعة أو غير لامعة. - يمكن سحبها لأسلاك. - يمكن طرقها لألواح.

- توصل الحرارة والكهرباء لكن ليس بكفاءة المعادن.
ا

ال

مشاري الزهراني

إقرأ المزيد... Résuméabuiyad

الــــــــــــــــــــــــــــنـــــــــــــــــــــــــــــــــواة

الدرس الثاني : النواة

محتويات النواة	من الدرس السابق تعرفك أن العلماء تمكنوا من معرفة مكونات الذرة وقاموا بوضع نموذج لها. وتعرفوا كذلك على ما تحتويه أنوية الذرات. وتتميز ذرات العناصر عن بعضها بعدد البروتونات الموجودة داخل أنويتها ..... لماذا؟ لأن عدد البروتونات لا يتغير إلا بتغير العنصر. اتفق العلماء على تسميت عدد البروتونات في النواة بالعدد الذري أما عدد النيوترونات فإنها قد يختلف للعنصر الواحد وأطلق على العناصر التي لها ذات عدد البروتونات لكنها تختلف في عدد النيوترونات اسم النظائر  كما أطلقوا على مجموع عدد البروتونات والنيوترونات اسم العدد الكتلي ( عدد الكتلة )
القوة النووية الهائلة	هي أحدى القوى الطبيعية الأربعة{ النووية الشديدة – النووية الضعيفة – الكهرومغناطيسية – التجاذبية}وسميت بذلك لأنها أقوى هذه القوى الأربع. فهي أقوى من قوة التأثير الكهرومغناطيسي 100 مرة، وأقوى من تأثير القوة الضعيفة 10 13 مرة، وأقوى من تأثير قوة الجاذبية حوالي 10 38 مرة. وهي التي تعمل على المحافظة على تماسك البروتونات قريبة من بعضها داخل النواة ( مقاومة قوة التنافر الناتجة عن وجود الشحنات المتشابهة جنبا لجنب في مكان واحد.
النشاط الإشعاعي	اكتشفت ظاهرة النشاط الإشعاعي عام 1896 عن طريق عالم فرنسي ويدعى هنري بيكريل السبب في الظاهرة هو عدم استقرار الذرات عندما تمتلك أنويتها عددا غير متساو من البروتونات والنيوترونات مما يؤدي إلى حدوث تنافر داخل النواة مما يسبب فقد بعض الجسيمات لتصل إلى حالة الاستقرار، ويترافق ذلك مع تحرر للطاقة وتسمى هذه العملية التحلل الإشعاعي  وعندما يخرج بروتونات من النواة في هذه العملية( التحلل الإشعاعي )يتغير العنصر ليصبح عنصرا آخر ويسمى ذلك التحول
أنوع التحلل الإشعاعي	1. فقدان جسيمات ألفا ( α ): وهي عبارة عن أنوية الهيليوم والمكونة من بروتونين ونيوترونين وسرعتها 10.000 إلى 20.000 ميل في الثانية ، وقدرتها على الاختراق قليلة مقارنة بدقائق بيتا وأشعة غاما ، فصفيحة رقيقة من الورق أو الألومنيوم تستطيع أن توقف تقدمها ، إلا أن لها القدرة على حرق الجلد وتأيين الهواء بسرعة. من التطبيقات العملية على هذا التحلل كواشف الدخان { تحلل عنصر الاميريسيوم 241 ليمر التيار الكهربائي وعند مرور الدخان يمنع التيار الكهربائي ليطلق الإنذار } في هذا النوع من الانبعاثات الإشعاعية تحدث تغير الهوية ( التحول بسبب تغير عدد البروتونات ){ نقصان عدد البروتونات }
	2. فقدان جسيمات بيتا ( β ): عبارة عن إلكترونات عالية الطاقة ( مصدرها نيوترونات غير مستقرة ينقسم إلى بروتونات وإلكترونات) وتحمل شحنة سالبة ، وتسير بسرعة 60.000 إلى 160.000 ميل في الثانية ، ولها طاقة وقدرة على الاختراق تفوق طاقة وقدرة دقائق ألفا في هذا النوع من الانبعاثات الإشعاعية تحدث تغير الهوية ( التحول بسبب تغير عدد البروتونات ){ زيادة عدد البروتونات }
	3. انبعاث أشعة جاما ( γ ): وهي عبارة عن أمواج كهرمغناطيسية مشابهه للضوء المرئي ، ولكن طولها الموجي أقصر وترددها أعلى من الضوء المرئي ، وسرعتها تساوي سرعة الضوء ، ولا تحمل أشعة غاما شحنة وليس لها كتلة.يعتقد أن أشعة غاما تنتج من النقلات داخل مستويات الطاقة داخل النواة.
معدل التحلل	يستخدم لمعرفة معدل تحلل النواة مصطلح عمر النصف ويقصد به الزمن اللازم لتحلل نصف كمية العنصر حساب عمر النصف: عمر النصف من خواص كل عنصر مشع وهو ثابت لا يتأثر بالظروف المحيطية كدرجة الحرارة والضغط والمغناطيسية والمجال الكهربائي والتفاعلات الكيميائية ويتراوح عمر النصف من أجزاء الثانية إلى مليارات السنين يستخدم القانون الرياضي التالي الكتلة المتبقية = الزمن ÷ 2 ( عدد فترات عمر النصف ) ولحساب عدد فترات نصف العمر نستخدم القانون الرياضي عدد فترات نصف العمر = الزمن ÷ عمر النصف مثال: إذا علمت أن عمر النصف لعنصر الترتيوم هو 12.5 سنة. فماذا يتبقى منه بعد 50 سنة إذا كان لدينا في البداية 20 جم منه؟  الحل: المعطيات: عمر النصف = 50 سنة                    الكتلة في البداية = 20 جم المطلوب:  عدد فترات عمر النصف في 50 سنة    الكتلة المتبقية عدد الفترات = الزمن ÷ عمر النصف                = 50     ÷   12.5 = 4 فترات الكتلة المتبقية = الكتلة في البداية ÷ 2 ( عدد فترات عمر النصف )                   = 20 ÷    2 4                   = 20  ÷ 16  = 1.25 جم تطبيقات حسابية: 1. إذا كان عمر النصف للكربون-14 هو 5730 سنة فكم يتبقى من 100 جم منه بعد 17190 سنة؟ 2. إذا كان عمر النصف للرادون -222 هو 3.8 أيام فماذا سيتبقى من 50 جم منه بعد 19 يوم؟
استخدامات التحلل الإشعاعي	1. تحديد العمر التقريبي لبعض الأحافير من خلال دراسة كربون-14 لتحديد عمر الحيوانات والنباتات الميتة حيث تكون نسبته ثابتة من خلال التعويض والتوازن الحيوي لكن عند موت الكائن الحي لا يقدر على تعويض ما يفقده. فبمقارنة نسبته في الأحفورة بنسبته في الكائن الحي يحدد عمر الأحفورة 2. تحديد العمر التقريبي للصخور ( الأدوات الأثرية كذلك ) العلماء يستخدموا تحلل اليورانيوم-238 ( الذي يتحول إلى الرصاص -206 ) بدلا عن الكربون لعدم احتوائها على الكربون إلا أن بعض العلماء اعترض على هذه الطريقة معللا ذلك بأنه أما أن يكون الرصاص من مكوناتها الأساسية أو جاء لها منتقلا عبر ملايين السنين أما الصخور التي لا تحتوي يورانيو فيستخدم العلماء تحلل عنصر البوتاسيوم-40 إلى أرجون-40
التخلص من النفايات المشعة	من أكثر المشاكل الناتجة عن التحلل الإشعاعي مشكلة تكون النظائر المشعة ( النفايات المشعة) لا بد من عزلها بعيدا عن الناس والبيئة لفترات طويلة جدا لذلك يتم طمرها تحت الأرض في أوعي داخل خنادق مبنية بالخرسانات السميكة بعمق قد يصل إلى 655 م.لضمان عدم تسربها للهواء أو التربة والمياه الجوفية مما يسبب كوارث
تكوين العناصر المصنعة	تمكن العلماء من تصنيع عناصر من خلال قذف جسيمات ذرية ( α و β ) مثلا على العنصر المستهدف ولعمل ذلك لا بد من تسريع الجسيمات الذرية ( داخل أجهزة تسمى المسرعات ) كي تصل لسرعة يمكن للنواة المستهدفة أن  تمتصها عند الاصطدام وتسمى العناصر الناتج بالعناصر المصنعة
استخدام العناصر المشعة	1. الاستخدامات الطبية: يشترط عند استخدام هذه الطريقة في العلاج أن يكون عمر النصف للنظير المستخدم قصيراً وينتهي نشاطه الإشعاعي بمجرد انتهائه من علاج الورم . ولا يشترط في العلاج أن تكون الأشعة صادرة من داخل الجسم ، بل يمكن استخدام أشعة من خارج الجسم لمعالجة الأورام الداخلية من أمثلة : أ. استخدام اليود – 131 لتشخيص مشاكل الغدة الدرقية ب. استخدام أشعة غاما الصادرة عن نظير الكوبالت 60 لعلاج الأورام السرطانية ج. استخدام عنصر التكنيتيوم -99 لتتبع عمليات الجسم المختلفة د. استخدامه في الكشف ( التصوير ) عن الأورام والتمزقات والكسور لأنها تعطي صورا واضحة عن أماكن نمو الخلايا بسرعة 2. الاستخدامات البيئية: هناك العديد من الاستخدامات منها على سبيل المثال: أ. دراسة مدى استفادة النبات من الفسفور في النمو والتكاثر من خلال حقنه بفسفور -32 ب. في إنتاج المبيدات الحشرية { كم يتم تتبعها لمرفة تأثير المبيدات على النظام البيئي } ج. التعرف على كيفية امتصاص النباتات للأسمدة من خلال تتبع العناصر المشعة في الأسمدة د. تتبع مصادر المياه

 تحياتي الطالب:مشاري سعود الزهراني

إقرأ المزيد... Résuméabuiyad

الصفائح الأرضية وعلاقتها بالزلازل والبراكين

مــشـــاريـــــ    الـــــزهـــــرانـــــــي

                                                  الدرس الثالث :

                       الصفائح الأرضية وعلاقتها بالزلازل والبراكين


طورت نظرية الصفائح عام 1960م والتي تنص أن الغلاف الصخري للأرض { نطاق صلب ذو سمك 100كم وكثافة أعلى من المواد التي تقع أسفل منه } والذي يتكون من أ) القشرة الأرضية و ب) أعلى الوشاح مقسم إلى قطع تسمى الصفائح { عددها ثلاثون صفيحة منها 12 صفيحة كبرى أو رئيسية } تتحرك على طبقة لدنة من الوشاح والتي تسمى الغلاف المائع.


                                                    أنواع حدود الصفائح
                                                    
                                                       أ) حدود التباعد:

تتحرك فيها الصفائح مبتعدة عن بعضها. تسبب حدوث شقوق ( صدوع ) طويلة تسمى حفر الانهدام والتي سرعان ما تملأ باللابة التي تتصلب مكون البازلت ( توسع المحيط )  مثال على ذلك تباعد قارتي إفريقيا وأمريكا وتشكل المحيط الأطلسي بينهما
تباعد صفيحة الجزيرة العربية عن صفيحة إفريقيا
يوجد بها صد وع عادية - تحدث فيها زلازل ضحلة - تتشكل فيها براكين درعية

                                                    ب) حدود التقارب:

وهي مناطق التحام الصفائح بعضها ببعض وهناك أنواع من التقارب
1- تقارب قاري – قاري : فينتج عن ذلك تكوين الجبال الشاهقة مثل جبال همالايا حيث التحمت شبه القارة الهندية بقارة آسيا ، وكذلك وجبال زاجروس في إيران. أن الزلازل تكون فيها متوسطة العمق (    60كم ، 300 كم )
2- تقارب محيطي – محيطي : ينزلق احدهما  ( الأثقل )  تحت الآخر ( الأخف ) وينتج عن ذلك انبثاق البراكين . مثال ذلك ما يعرف بحلقة النار داخل المحيط الهادي وينتج عنه تكون أقواس الجزر .  الزلازل ( اقل من 60  كم )
3- تقارب محيطي – قاري: وهنا تقطع القشرة القارية مسافات كبيرة من الصفيحة المحيطية
مثل تكون جبال الأنديز في أمريكا الجنوبية. تكون أخاديد وزلازل عميقة بين (   300كم ، 650  كم )

                                          
                                            ج) حدود الانزلاق ( التحويلية):

وتتم من خلال صدوع انزلاقية ناقلة للحركة . ومثال ذلك ما يحدث في فالق سان أندرياس الشهير في ولاية كاليفورنيا الأمريكية .وفالق البحر الميت الذي يبدأ في البحر الأحمر ويعبر البحر الميت ولبنان وسوريا وصولا إلى تركيا وتنشأ هذه الحركة عن قوى قص أو احتكاك عبر صدوع انزلاقية ناقلة للحركة نتيجة انزلاق الصفائح أفقيا بمحاذاة بعضها البعض, وتسمى حدود هذه الحركة بالحدود المحافظة لأنه لا ينتج عنها زيادة ولا نقص في حجم القشرة الأرضية , إنما هي تحركات جانبية أفقية تحدث فيها الزلازل الضحلة مثل تكوين خليج العقبة .


البقع الساخنة:
هي مراكز بركانية نشطة، تظهر في بعض الأماكن على الأرض بسبب وجود ارتفاع غير عادي في درجة الحرارة في بقعة في أعماق الأرض مما يسبب في اندفاع كتل كبيرة من الماجما للصعود ولا تكون في حدود الصفائح بل قد تكون في وسطها كالتي نتجت عنها جزر هاواي



                                      أين تتشكل البراكين؟

1- في مناطق الانهدام ( مناطق الشقوق الناتجة عن التباعد )
2- في مناطق الطرح ( مناطق التي تغوص فيها صفيحة تحت أخرى عند التقارب.
3- فوق البقع الساخنة



                                            حركة الصفائح تسبب الزلازل:

تحدث الزلازل بفعل حركة الصفائح بأنواعها الثلاثة ( التقاربية – التباعدية – الانزلاقية )
الحزام الناري:
يوجد على حدود صفيحة الهادي ( من السواحل الشرقية للولايات المتحدة والسواحل الشرقية لليابان)
80% من الزلازل والبراكين تتركز فيه.




س:كيف تواصل العلماء إلى معرفة مكونات باطن الأرض؟
ج\من خلال دراسة الموجات الزلزالية

س: على ماذا يعتمد انتقال الموجات الزلزالية؟
ج|  على طبيعة وخواص المواد المختلفة
 



                            كيف تمكن العلماء من اكتشاف الغلاف اللدن ( المائع ) ؟

 انخفاض سرعة الموجات مع عدم ارتداد الموجات الثانوية دليل على انصهار جزئي للمواد لا كلي لأن الموجات الثانوية لا تنفذ في السوائل.


س\ما هو اتجاه حركة الصفيحة العربية ( الجزيرة العربية )؟
ج\دوراني باتجاه الشمال


س\أين يتركز النشاط الزلزالي والبركاني في الملكة؟
ج\على امتداد البحر الأحمر وحتى خليج العقبة.

س\كم عدد الحرات البركانية في المملكة، مع المثيل؟
ج\12 حرة بركانية ، مثل حرة رهط بالمدينة المنورة وحرة الشاقة.

سبب حركة الصفائح:
هناك العديد من الفرضيات منها فرضية تيارات الحمل الناتجة في منطقة الستار


والسلام عليكم ورحمة الله وبركاته



تحياتي:الــــطالـــــب: مــشـــاريـــــ    الـــــزهـــــرانـــــــي

إقرأ المزيد... Résuméabuiyad

نقل الصوت بالضوء

إقرأ المزيد... Résuméabuiyad

البراكين من الظواهر الطبيعية الفريدة

البراكين

مقدمة
تعتبر البراكين من الظواهر الطبيعية الفريدة التي استرعت انتباه الإنسان منذ القدم وهي تلعب دورا عظيما في العمليات الجيولوجية التي تؤثر على تاريخ تطور القشرة الأرضية وتشكلها . وذلك لأن أغلب أجزاء القشرة الأرضية تأثرت بالعمليات الاندفاعية وخضعت في تشكيلها إلى مساهمة العمليات الاندفاعية . وتفيد دراسة البراكين في التعرف على مراكز الهزات الأرضية ودراسة البراكين فرع من فروع الجيولوجيا والذي أصبح قائما بذاته يعرف باسم علم البراكين Volcanology . والبراكين يصاحبها تكون معادن وخامات هامة جدا من الناحية الاقتصادية .


تعريف البركان :
البركان هو ذلك المكان الذي تخرج أو تنبعث منه المواد الصهيرية الحارة مع الأبخرة والغازات المصاحبة لها على عمق من والقشرة الأرضية ويحدث ذلك خلال فوهات أو شقوق . وتتراكم المواد المنصهرة أو تنساب حسب نوعها لتشكل أشكالا أرضية مختلفة منها التلال المخروطية أو الجبال البركانية العالية .



أجزاء البراكين :
إذا نظرت إلى الشكل ستجد أنه يتكون من:
1- جبل مخروطي الشكل:
يتركب من حطام صخري أو لافا متصلبة. وهي المواد التي يقذفها البركان من فوهته وكانت كلها أو بعضها في حالة منصهرة.
2- فوهة: وهي عبارة عن تجويف مستدير الشكل تقريبا في قمة المخروط ، يتراوح اتساعه بين بضعة آلاف من الأمتار. وتنبثق من الفوهة على فترات غازات وكتل صخرية وقذائف وحمم ومواد منصهرة (لافا) وقد يكون للبركان أكثر من فوهة ثانوية إلى جانب الفوهة الرئيسية في قمته كما ترى في الشكل:
3- مدخنة أو قصبة : وهي قناة تمتد من قاع الفوهة إلى أسفل حيث تتصل بفرن الصهير في جوف الأرض . وتندفع خلالها المواد البركانية إلى الفوهة. وتعرف أحيانا بعنق البركان.
وبجانب المدخنة الرئيسية ، قد يكون للبركان عدة مداخن تتصل بالفوهات الثانوية.


أنواع المواد البركانية:
يخرج من البراكين حين ثوراتها حطام صخري صلب ومواد سائلة .
1- الحطام الصخري:
ينبثق نتيجة للانفجارات البركانية حطام صخري صلب مختلف الأنواع والأحجام عادة في الفترة الأولى من الثوران البركاني . ويشتق الحطام الصخري من القشرة المتصلبة التي تنتزع من جدران العنق نتيجة لدفع اللافا والمواد الغازية المنطلقة من الصهير بقوة وعنف ويتركب الحطام الصخري من مواد تختلف في أحجامها منها الكتل الصخرية ، والقذائف والجمرات ، والرمل والغبار البركاني .
2- الغازات:
تخرج من البراكين أثناء نشاطها غازات بخار الماء ، وهو ينبثق بكميات عظيمة مكونا لسحب هائلة يختلط معه فيها الغبار والغازات الأخرى. وتتكاثف هذه الأبخرة مسببة لأمطار غزيرة تتساقط في محيط البركان. ويصاحب الانفجارات وسقوط الأمطار حدوث أضواء كهربائية تنشأ من احتكاك حبيبات الرماد البركاني ببعضها ونتيجة للاضطرابات الجوية، وعدا الأبخرة المائية الشديدة الحرارة ، ينفث البركان غازات متعددة أهمها الهيدروجين والكلورين والكبريت والنتروجين والكربون والأوكسجين. 3-

اللافا:
هي كتل سائلة تلفظها البراكين ، وتبلغ درجة حرارتها بين 1000 م و 1200م . وتنبثق اللافا من فوهة البركان ، كما تطفح من خلال الشقوق والكسور في جوانب المخروط البركاني، تلك الكسور التي تنشئها الانفجارات وضغط كتل الصهير ، وتتوقف طبيعة اللافا ومظهرها على التركيب الكيماوي لكتل الصهير الذي تنبعث منه وهي نوعان:
أ‌- لافا خفيفة فاتحة اللون:
وهذه تتميز بعظم لزوجتها ، ومن ثم فإنها بطيئة التدفق ومثلها اللافا التي انبثقت من بركان بيلي ( في جزر المرتنيك في البحر الكاريبي ) عام 1902 فقد كانت كثيفة لزجة لدرجة أنها لم تقو على التحرك ، وأخذت تتراكم وترتفع مكونة لبرج فوق الفوهة بلغ ارتفاعه نحو 300 م ، ثم ما لبث بعد ذلك أن تكسر وتحطم نتيجة للانفجارات التي أحدثها خروج الغازات .
ب- لافا ثقيلة داكنة اللون:
وهي لافا بازلتية ، وتتميز بأنها سائلة ومتحركة لدرجة كبيرة، وتنساب في شكل مجاري على منحدرات البركان، وحين تنبثق هذه اللافا من خلال كسور عظيمة الامتداد فإنها تنتشر فوق مساحات هائلة مكونة لهضاب فسيحة ، ومثلها هضبة الحبشة وهضبة الدكن بالهند وهضبة كولومبيا بأمريكا الشمالية.
أشكال البراكين:
1-براكين الحطام الصخري:
يختلف شكل المخروط البركاني باختلاف المواد التي يتركب منها . فإذا كان المخروط يتركب كلية من الحطام الصخري ، فإننا نجده مرتفعا شديد الانحدار بالنسبة للمساحة التي تشغلها قاعدته . وهنا نجد درجة الانحدار تبلغ 30 درجة وقد تصل أحيانا إلى 40 درجة مئوية وتنشأ هذه الأشكال عادة نتيجة لانفجارات بركانية . وتتمثل في جزر إندونيسيا.[/color]
2- البراكين الهضبية:
وتنشأ نتيجة لخروج اللافا وتراكمها حول فوهة رئيسية ولهذا تبدو قليلة الارتفاع بالنسبة للمساحة الكبيرة التي تشغلها قواعدها . وتبدو قممها أشبه بهضاب محدبة تحدبا هينا ومن هنا جاءت تسميتها بالبراكين الهضبية وقد نشأت هذه المخاريط من تدفق مصهورات اللافا الشديدة الحرارة والعظيمة السيولة والتي انتشرت فوق مساحات واسعة وتتمثل هذه البراكين الهضبية أحسن تمثيل في براكين جزر هاواي كبركان مونالوا الذي يبلغ ارتفاعه 4100 م وهو يبدو أشبه بقبة فسيحة تنحدر انحداراً سهلاً هينا.

 ================================================================

والسلام عليكم ورحمة الله وبركاته

إقرأ المزيد... Résuméabuiyad