المحاضرة الاولى في مادة الكيمياء اللاعضوية للمرحلة الثانية-قسم الكيمياء

الكيمياء اللاعضوية Inorganic Chemistry :
يهتم بدراسة خصائص اكثر من مائة عنصر بحالاته المختلفة ضمن الجدول الدوري (والتي بلغ عددها لحد الان 118) ومركباتها ومعقداتها فضلا عن تطبيقاتها في مختلف المجالات والتي هي بتماس مباشر مع حياة الانسان وفعالياته اليومية.
تم تصنيف العناصر الى اربعة اقسام في الجدول الدوري Periodic Table وهي:
1- عناصر الغازات النادرة The Noble Gas Elements
جميع العناصر تمتلك مستويات طاقة خارجية ممتلئة بالالكترونات ولها ترتيب الكتروني خارجي (nS2 nP6) عدا عنصر الهيليوم الذي تكون فيه قيمة n=1. (لاحظ الجدول الدوري)
2- العناصر النموذجية The Representative Elements
تمتلك مستويات طاقة داخلية قد تكون ممتلئة بالالكترونات بسعتها القصوى وتقسم الى مجموعتين، وذلك لان الغلاف الخارجي غير مشبع فاذا كانت اضافة الالكترونات الى الغلاف S فعندئذ تدعى الاولى بمجموعة S-Block Elements (القلوية و القلوية الترابية)او بمجموعة العناصر ماقبل العناصر الانتقالية Pre-transitional elements،
اما اذا كانت الاضافة الى الغلاف الثانوي P فتدعى الاخرى بمجموعة عناصر P-Block Elements او عناصر مابعد العناصر الانتقالية Post-transition elements.
3- العناصر الانتقالية The Transition Elements
تتميز هذه العناصر بوجود الكترون او اثنين في الغلاف الثانوي s بالاضافة الى عدد من الالكترونات يتراوح بين (1-9) في الغلاف الثانوي d.
4- العناصر الانتقالية الداخلية Inner Transition Elements
وقد تدعى ايضا بعناصر اللانثانات (Lanthanides) والاكتينات (Actanides) وتمتاز بان مستوياتها الخارجية الثلاثة s, d, f غير ممتلئة الى سعتها القصوى.

الخواص الدورية اوالصفات التي تتغير من عنصر لاخر تبعا لموقعه وترتيبه الالكتروني ضمن المجموعة او الدورة الواحدة، من هذه الصفات او المميزات عموما:
1- نوع الاواصر التي تكونها وعددها (فقط تحتوي على سكما واصرة باي اما عددها فيصل الى 14 اصرة تساهمية او تناسقية والعدد الطبيعي منها 4،5،6،8،) مقارنة باواصر عنصر الكاربون في المركبات العضوية.
2- قابلية ذوبانها من عدم الذوبان في جميع المذيبات الى درجة عالية من الذوبان في الهيدروكاربونات.
3- اعداد التاكسد المختلفة للعناصر والتي تتراوح بين -3 و +8
4- الصفات الفلزية واللافلزية واشباه الفلزات وصفاتها المختلفة فيزيائيا وكيميائيا كما في عنصر الليثيوم الذي يهب الكتروناته فقط في جميع تفاعلاته وبالتالي يمتلك اعلى جهد تاكسد في حين عنصر الفلور يتقبل فقط الالكترونات وبالتالي يمتلك اعلى جهد اختزال والبعض الاخر قد يتقبل او يهب الالكترونات مثل عنصر الاوكسجين في تفاعلاته والبعض منها يشارك بالكتروناته فقط مثل عنصر الكاربون.
من جهة اخرى، يمكن تصنيف العناصر في الجدول الدوري الى فلزات، لا فلزات، واشباه الفلزات تبعا لخواصها الفلزية واللافلزية نتيجة الى عدد الكتروناته الخارجية وبعدها عن النواة و الى قابليتها للتوصيل الكهربائي وتاثرها بدرجة الحرارة، حيث بازدياد العدد الذري في الدورة الواحدة يحدث انتقال من الخواص الفلزية الى الخواص اللافلزية، وهنا يبين تاثير عدد الالكترونات الخارجية في زيادة الصفة الفلزية على العنصر، اما تاثير بعد هذه الالكترونات عن النواة على هذه الخواص فمثلا في الزمرة الرابعة عشر نجد ان الكاربون والسليكون عنصران لا فلزيان بينما الجرمانيوم والقصدير اشباه فلزات والاخير الرصاص فلزا.
5- من الصفات الاخرى التي تتغير من عنصر لاخر هي: حجم الذرة، جهد التاين، السالبية الكهربائية، اللون، الخواص الكهربائية، ودرجة الانصهار ولذلك وجد من الضروري دراسة الجدول الدوري بحيث يمكن ايجاد العلاقة بين التركيب الالكتروني لهذه الذرات والخواص الدورية لها (بنية ذرات دورة ما او مجموعة من العناصر) من خلال توضيح آلية ترتيب العناصر في الجدول الدوري (خواصها الدورية التي نظمت من قبل العالم مندليف) وعلاقته بالترتيب الالكتروني لذراتها:
أ- الحجم الذري:
1- في الدورة الواحدة يقل نصف القطر بازدياد العدد الذري
2- في الزمرة او المجموعة الواحدة يزداد نصف القطر كلما ازداد العدد الذري
3- يقل نصف قطر ذرة كلما ازداد عددها التاكسدي
4- في الذرات والايونات متشابهة الترتيب الالكتروني يقل نصف القطر بازدياد العدد الذري
Al3+< Mg2+< Na+< Ne< F-
ب- جهد التأين:
يعد من الخواص الدورية التي تعتمد على موقع العنصر في الجدول الدوري (ترتيبه الالكتروني):
1- في الدورة الواحدة يزداد جهد التاين كلما ازداد العدد الذري الا اذا كان الترتيب الالكتروني يحتوي على غلاف ثانوي مشبع ns2 او نصف مشبع np3 فيكون جهد التاين اعلى مما للذرة التي تليها فقط
2- في الزمرة الواحدة يقل جهد التاين بازدياد العدد الذري
3- يزداد جهد تاين ذرة بازدياد عددها التاكسدي
ج- السالبية الكهربائية: Electronegativity
1- تزداد السالبية الكهربائية كلما ازداد العدد الذري في الدورة الواحدة ولكنها تقل في الزمرة الواحدة بازدياد العدد الذري.
2- تزداد بازدياد العدد التاكسدي للذرة وتزداد ايضا بازدياد العدد الذري للذرة والايونات المتشابهة في التركيب الالكتروني.
هنالك بعض الانحرافات في الخواص فمثلا عناصر الدورة الثانية لها من الخواص مايقربها اكثر الى عناصر الدورة الثالثة في الزمرة الي تلي زمرة الذرة التي في الدورة الثانية وهذا مايعرف بالعلاقة القطرية، فالكاربون اقرب الى الفسفور منه الى السليكون، والبورون اقرب الى السليكون منه الى الالمنيوم والبريليوم اقرب الى الالمنيوم منه الى المغنيسيوم. من هذه الاختلافات مثلا قوة جذب الالكترونات فمثلا الفلور اكثر فعالية من الكلور والبروم واليود لكن الليثيوم اقل فعالية من بقية عناصر زمرته، ان صعوبة استقطاب ايون الليثيوم وصغر حجمه وسالبيته الكهربائية الضعيفة بالنسبة لعناصر زمرته تجعل بعض مركباته غير ثابته بالقياس الى المركبات المتكونه مع عناصر زمرته فمثلا
2LiOH (heat) =Li2O + H2O
NaOH (heat) = N. R
وتنعكس الحالة مع ايون الهيدريد H-لسهولة استقطاب هذا الايون من قبل ايون الليثيوم، فانهما يكونان اصرة تغلب عليها الصفة التساهمية والمركب الناتج المتكون يكون اكثر ثبات من مركبات باقي ايونات عناصر الزمرة الاولى مع ايون الهيدريد فمثلا
LiH (heat)=N. R. 2NaH (heat)= 2Na + H2
د- اللون: Colour
لا يوجد قانون يمكن الاعتماد عليه في تحديد لون العنصر او المركبات التي يكونها هذا العنصر الا انه يمكن توقع بعض الالوان على اساس التوزيع الالكتروني، فمثلا ايونات العناصر الانتقالية حيث الغلاف الثانوي d الغير الممتلئ تكون عادة ملونة وهذا يعود الى امتصاص الطاقة الضوئية من قبل الالكترونات وصعودها الى مستويات ثانوية اعلى، وكما يمكن ان يظهر نفس الايون بالوان مختلفة اذا اشترك في تكوين مركبات مختلفة وسببه اختلاف توزيع الالكترونات في نفس المستوى d (مع ثبات عدد الالكترونات) فمثلا يظهر ايون النيكل الثنائي Ni2+ في المركبات التالية بالالوان المذكورة قرين كل منهما حيث يظهر المعقد الايوني الاتي [Ni(H2O)4]2+ باللون الاخضر، اما المعقد الايوني [Ni(CN)4]2- يظهر باللون التبني. كما يمكن ان تكون بعضا من المركبات والايونات التي تحتوي على الكترونات منفردة تكون ملونة على الاغلب.
كما يلاحظ بان جميع ايونات اللانثانات (في الحالة التاكسدية +3) تكون ملونة ويعود ذلك الى امتصاص الطاقة الضوئية من قبل الالكترونات 4f ولا يتغير اللون كثيرا باختلاف مركباتها، كذلك المركبات اللاعضوية التي تحتوي على ايونين لنفس الذرة باعداد تاكسدية مختلفة تكون ملونة جدا فمثلا الزرقة البروسية ذات الصيغة [K FeII FeIII (CN)6] التي تكون زرقاء غامقة اللون.
ه- الخواص الكهربائية:
طبقا الى عدد الالكترونات في الاغلفة الخارجية وبعدها عن نواة العنصر (قابلية التوصيل الكهربائي) فضلا عن شكل او ترتيب جزيئة العنصر يمكن ان تقسم العناصر في الجدول الدوري الى فلزات، لافلزات، واشباه فلزات. فالفلزات توصل التيار الكهربائي بصورة جيدة الا ان قابلية التوصيل هذه تقل تدريجيا كلما ارتفعت درجة الحرارة (قابلية التوصيل للفلزات تكون اكثر من 1×104 بوحدة اوم-1. سم-1). اما قابلية التوصيل للافلزات فتكون صغيرة او صغيرة الى درجة لا يمكن قياسها (مواد عازلة). اما في اشباه الفلزات فتكون قابلية التوصيل صغيرة ولا يمكن قياسها وتزداد كلما ارتفعت درجة الحرارة (تتراوح قابلية التوصيل بين 10 الى 10-5 اوم-1. سم-1).
ان وجود اشباه الفلزات في الجدول الدوري يكون على صورة خط مائل يبدا من البورون وينتهي بالتيليريوم يفصل بين الفلزات الى اليسار واللافلزات الى اليمين وبالتالي ليس من السهولة تصنيف العناصر القريبة من الخط الفاصلرحيث بعض العناصر في الزمر المحيطة لها اشكال مختلفة ولكل شكل من هذه الاشكال قابلية توصيل خاصة به. فمثلا القصدير الرصاصي اللون له شكل بلوري يشبه شكل السليكون والجرمانيوم البلوريين وجميع هذه العناصر لها قابلية توصيل اشباه الفلزات ولكن القصدير الابيض اللون له قابلية توصيل تشابه تلك للفلزات. ومثال اخر هو الفسفور في صورته الابيض والاحمر حيث يكون كلا النوعين من المواد العازلة كاللافلزات بينما الفسفور الاسود ذو الشكل المختلف له قابلية توصيل تشبه لتلك التي لاشباه الفلزات.