اختبر نفسك - كتاب العلوم - الصف 9 - الفصل 2 - المملكة العربية السعودية

سؤال 1: حدد استخدم الجدول الدوري لتحدد إذا كان عنصرا الليثيوم والفلور يكونان أيونات سالبة أو موجبة، واكتب الصيغة الناتجة عن اتحادهما.

الإجابة: الليثيوم يكون أيونًا موجبًا +Li، والفلور يكون أيونًا سالبًا -F. الصيغة الناتجة عن اتحادهما: LiF.

خطوات الحل:

1. **الخطوة 1: جدول المعطيات والمطلوب** | المكون | الوصف | |--------|-------| | **المعطيات** | عنصرا الليثيوم (Li) والفلور (F). | | **المطلوب** | 1. تحديد نوع الأيون المتكون لكل عنصر (موجب أم سالب).<br>2. كتابة **الصيغة الكيميائية** للمركب الناتج عن اتحادهما. |
2. **الخطوة 2: القانون أو المبدأ المستخدم** - **قاعدة الثمانية (مبدأ أوكتيه)**: تسعى الذرات إلى فقد أو اكتساب أو مشاركة الإلكترونات لتملأ مستوى طاقتها الخارجي بــ **8 إلكترونات** (أو 2 للهيدروجين والهيليوم)، مما يمنحها استقرارًا. - **موقع العنصر في الجدول الدوري** يحدد ميله: > **الفلزات** (على اليسار) تميل إلى **فقد إلكترونات** وتصبح **أيونات موجبة (كاتيونات)**. > **اللافلزات** (على اليمين) تميل إلى **اكتساب إلكترونات** وتصبح **أيونات سالبة (أنيونات)**.
3. **الخطوة 3: تحليل حالة كل عنصر** | العنصر | المجموعة | عدد الإلكترونات في المدار الأخير | الميل لتحقيق الثمانية | الأيون المتكون | |--------|-----------|-----------------------------------|------------------------|-----------------| | **الليثيوم (Li)** | المجموعة **1** (فلزات قلوية) | **1** إلكترون | **يفقده** بسهولة ليصبح كالمغازن (He) | **Li⁺** (أيون موجب) | | **فلور (F)** | المجموعة **17** (هالوجينات) | **7** إلكترونات | **يكتسب** إلكترونًا واحدًا ليصمل المدار | **F⁻** (أيون سالب) |
4. **الخطوة 4: كتابة الصيغة الكيميائية** - يتحد الأيون الموجب (**Li⁺**) مع الأيون السالب (**F⁻**) بقوة جذب كهروستاتيكية (رابطة أيونية). - يجب أن تكون الشحنة الكلية للمركب النهائي **محايدة** (صفر). - أيون **Li⁺** يحمل شحنة **+1** وأيون **F⁻** يحمل شحنة **-1**. - لذلك، يتحد **أيون واحد من Li⁺** مع **أيون واحد من F⁻** لتحقيق التعادل الكهربائي. > **الصيغة الناتجة: LiF**.
5. **الخطوة 5: الإجابة النهائية** يتكون أيون **ليثيوم موجب (Li⁺)** نظرًا لميله لفقد إلكترون، ويتكون أيون **فلور سالب (F⁻)** نظرًا لميله لاكتساب إلكترون. وعند اتحادهما يتشكل مركب **فلوريد الليثيوم** ذو الصيغة الكيميائية **LiF**.

سؤال 2: قارن بين الروابط الفلزية والروابط غير الفلزية.

الإجابة: الروابط الفلزية: تشارك غير متساو للإلكترونات بين ذرتين؛ فتظهر شحنات جزئية (8+ و 8-). - الرابطة غير الفلزية: تشارك متساو للإلكترونات؛ ولا تظهر شحنات جزئية.

خطوات الحل:

1. **الخطوة 1: جدول المعطيات والمطلوب** | المكون | الوصف | |--------|-------| | **المعطيات** | نوعان من الروابط الكيميائية: **الفلزية** و **غير الفلزية**. | | **المطلوب** | **المقارنة** بينهما من حيث آلية التكوين والخصائص. |
2. **الخطوة 2: توضيح المصطلحات الأساسية** - **الرابطة غير الفلزية**: تُعرف أيضًا باسم **الرابطة التساهمية**، وتحدث بين ذرات **اللافلزات**. - **الرابطة الفلزية**: تحدث بين ذرات **الفلزات** داخل العينة الفلزية. > ملاحظة: الإجابة الأصلية تشير إلى مفهوم **القطبية** في الروابط غير الفلزية، وسيتم توضيح ذلك.
3. **الخطوة 3: المقارنة في جدول توضيحي** | وجه المقارنة | **الروابط غير الفلزية (التساهمية)** | **الروابط الفلزية** | |--------------|-----------------------------------|---------------------| | **العناصر الداخلة** | تحدث بين ذرات **لافلزات**. | تحدث بين ذرات **فلزات**. | | **آلية التكوين** | **مشاركة** الإلكترونات بين الذرات. | **تشارك غير متساوٍ** حيث تتحرر الإلكترونات وتتحرك بين كاتيونات الفلز الموجبة. | | **نقل/مشاركة الشحنة** | تظهر **شحنات جزئية (δ+ و δ-)** إذا كان هناك فرق في السالبية الكهربية (رابطة **تساهمية قطبية**). لا تظهر شحنات إذا كانت الذرات متشابهة (رابطة **تساهمية غير قطبية**). | توجد **إلكترونات حرة متحركة** داخل شبكة من الأيونات الموجبة. | | **الخواص الناتجة** | غالبًا مواد صلبة أو سائلة أو غازية ذات درجات انصهار وغليان منخفضة نسبيًا، ولا توصل الكهرباء في الحالة الصلبة (عدا الجرافيت). | مواد صلبة (عدا الزئبق) ذات بريق فلزي، موصلة جيدة للحرارة والكهرباء، وقابلة للطرق والسحب. |
4. **الخطوة 4: الإجابة النهائية** تتميز **الروابط غير الفلزية (التساهمية)** بمشاركة الإلكترونات بين الذرات مما قد ينتج عنه شحنات جزئية أو لا ينتج حسب تشابه الذرات، بينما تتميز **الروابط الفلزية** بتكون سحابة إلكترونية حرة تتحرك بين الأيونات الموجبة مما يمنح الفلزات خصائص التوصيل والمرونة.

سؤال 3: فسر كيف يمكن معرفة نسبة العناصر الداخلة في المركب من خلال الصيغة الكيميائية؟

الإجابة: تُعرف النسب من الأرقام السفلية (الرموز الصغيرة) في الصيغة، فهي تبين عدد ذرات كل عنصر، ومن ثم تُستخرج النسبة.

خطوات الحل:

1. **الخطوة 1: جدول المعطيات والمطلوب** | المكون | الوصف | |--------|-------| | **المعطيات** | **الصيغة الكيميائية** لأي مركب. | | **المطلوب** | **تفسير** كيفية معرفة **نسبة العناصر** الداخلة في تركيب ذلك المركب من خلال صيغته. |
2. **الخطوة 2: المبدأ المستخدم** - **الصيغة الكيميائية** تعبر عن نوع وعدد ذرات كل عنصر في أصغر وحدة من المركب (الجزيء أو وحدة الصيغة). - تُكتب **الرموز (للعناصر)** و **الأرقام السفلية (الرموز الصغيرة)** التي تشير إلى عدد ذرات كل عنصر في تلك الوحدة. - لحساب **النسبة**، ننظر إلى هذه الأعداد ويمكن تحويلها إلى نسبة أبسط أو إلى نسبة مئوية باستخدام **الكتل الذرية**.|
3. **الخطوة 3: خطوات حساب النسبة (مع مثال توضيحي)** لنأخذ مثالاً: مركب **كبريتات الألومنيوم $Al_2(SO_4)_3$**. 1. **تحديد عدد ذرات كل عنصر** من الصيغة: - الألومنيوم ($Al$): الرقم السفلي **2**. - الكبريت ($S$): داخل القوس مع الرقم السفلي **3** خارج القوس، إذن: $1 \times 3 =$ **3** ذرات. - الأكسجين ($O$): داخل القوس الرقم السفلي **4**، مضروبًا في **3**: $4 \times 3 =$ **12** ذرة. 2. **كتابة النسبة الذرية الأولية**: > $Al : S : O = 2 : 3 : 12$ 3. **تبسيط النسبة** (بقسمة على العامل المشترك الأكبر، هنا 1): > النسبة الذرية المبسطة: **$2 : 3 : 12$**. 4. **لحساب النسبة المئوية بالكتلة** (إذا طُلب): - نحسب **الكتلة المولية للمركب**: $(2\times27) + (3\times32) + (12\times16) = 342$ g/mol. - نحسب كتلة كل عنصر في المول الواحد: - كتلة $Al = 2 \times 27 = 54$ g. - كتلة $S = 3 \times 32 = 96$ g. - كتلة $O = 12 \times 16 = 192$ g. - نحسب النسبة المئوية: - $\%Al = (54 / 342) \times 100 \approx 15.8\%$ - $\%S = (96 / 342) \times 100 \approx 28.1\%$ - $\%O = (192 / 342) \times 100 \approx 56.1\%$
4. **الخطوة 4: الإجابة النهائية** يمكن معرفة **النسبة الذرية** للعناصر في المركب مباشرة من خلال **الأرقام السفلية** في صيغته الكيميائية. ولحساب **النسبة المئوية بالكتلة**، يتم استخدام هذه الأرقام مع **الكتل الذرية** للعناصر لحساب الكتلة المولية للمركب ثم نسبة كتلة كل عنصر منه.

سؤال 4: التفكير الناقد للسليكون أربعة إلكترونات في مستوى الطاقة الخارجي، فما الرابطة التي يكونها السليكون مع العناصر الأخرى؟ وضح ذلك.

الإجابة: يتكون السليكون غالبًا روابط تساهمية؛ لأنه يملك 4 إلكترونات تكافؤ فيشارك بها مع ذرات أخرى ليكمل مستوى طاقته الخارجي.

خطوات الحل:

1. **الخطوة 1: جدول المعطيات والمطلوب** | المكون | الوصف | |--------|-------| | **المعطيات** | ذرة السليكون ($Si$) تحتوي على **أربعة إلكترونات** في مستوى طاقتها الخارجي (غلاف التكافؤ). | | **المطلوب** | 1. تحديد **نوع الرابطة** التي يكونها السليكون مع العناصر الأخرى.<br>2. **توضيح** سبب ذلك. |
2. **الخطوة 2: القانون أو المبدأ المستخدم** - **قاعدة الثمانية**: تسعى الذرة لملء غلافها الخارجي بــ **8 إلكترونات** (أو تفريغه) لتحقيق الاستقرار. - **عدد إلكترونات التكافؤ** (في الغلاف الخارجي) يحدد مسار الذرة لتحقيق ذلك: - إذا كان العدد **قريبًا من 8** (5,6,7): تميل **لاكتساب** إلكترونات. - إذا كان العدد **قليلًا** (1,2,3): تميل **لفقد** إلكترونات. - إذا كان العدد **متوسطًا (4)**، كما في السليكون والكربون: تميل **لمشاركة** إلكترونات مع ذرات أخرى. |
3. **الخطوة 3: تحليل حالة السليكون ونتيجته** 1. **موقع السليكون في الجدول الدوري**: المجموعة **14**، فترة 3. 2. **إلكترونات التكافؤ**: **4 إلكترونات**. 3. **الخيارات المتاحة لتحقيق الاستقرار**: - **فقد 4 إلكترونات**: يحتاج طاقة كبيرة جدًا (غير عملي). - **اكتساب 4 إلكترونات**: صعب لأنه يتطلب ذرات قادرة على منحها (نادر). - **المشاركة بـ 4 إلكترونات**: هو الخيار الأمثل والأكثر كفاءة في استخدام الطاقة. 4. **نوع الرابطة الناتجة**: - **مشاركة الإلكترونات** بين الذرات تُعرف باسم **الرابطة التساهمية**. - يمكن للسليكون أن يُشكل أربع روابط تساهمية مع ذرات أخرى (مثل الهيدروجين في $SiH_4$، أو الأكسجين في $SiO_2$). - يشارك السليكون بإلكتروناته الأربعة، وتشاركه الذرات الأخرى بإلكتروناتها، وبذلك **يكمل كلاهما** قاعدة الثمانية.
4. **الخطوة 4: الإجابة النهائية** يكون **السليكون روابط تساهمية** مع العناصر الأخرى، وذلك لأنه يمتلك أربعة إلكترونات تكافؤ، مما يجعله يميل إلى **مشاركتها** مع ذرات أخرى ليكمل كل منهما مستوى طاقته الخارجي بثمانية إلكترونات، بدلاً من فقدها أو اكتسابها، مما يمنح المركبات الناتجة استقرارًا.

سؤال 5: توقع ما أنواع الروابط التي تنشأ بين كل زوجين من الذرات التالية: (الكربون والأكسجين)، (البوتاسيوم والبروم)، (الفلور والفلور).

الإجابة: - الكربون والأكسجين: رابطة تساهمية قطبية. - البوتاسيوم والبروم: رابطة أيونية. - الفلور والفلور: رابطة تساهمية غير قطبية.

خطوات الحل:

1. **الخطوة 1: جدول المعطيات والمطلوب** | المكون | الوصف | |--------|-------| | **المعطيات** | ثلاثة أزواج من الذرات: 1. الكربون ($C$) والأكسجين ($O$). 2. البوتاسيوم ($K$) والبروم ($Br$). 3. الفلور ($F$) والفلور ($F$). | | **المطلوب** | **توقع نوع الرابطة الكيميائية** التي تنشأ بين كل زوج من هذه الذرات. |
2. **الخطوة 2: المبدأ المستخدم (الفرق في السالبية الكهربية)** نحدد نوع الرابطة أساسًا من خلال **طبيعة العناصر** (فلز أم لافلز) و **الفرق في السالبية الكهربية ($\Delta EN$)** بين ذريتي الرابطة: | نطاق الفرق في السالبية ($\Delta EN$) | نوع الرابطة المحتملة | |-------------------------------------|------------------------| | $\Delta EN < 0.4$ | **تساهمية غير قطبية** (مشاركة متساوية). | | $0.4 \leq \Delta EN < 1.7$ | **تساهمية قطبية** (مشاركة غير متساوية). | | $\Delta EN \geq 1.7$ | **أيونية** (انتقال إلكترونات). | > **السالبية الكهربية** هي مقياس لميل الذرة لجذب الإلكترونات في الرابطة. |
3. **الخطوة 3: تحليل كل زوج على حدة** **الزوج الأول: الكربون ($C$) والأكسجين ($O$)** 1. **الطبيعة**: كلاهما **لافلزات**. 2. **الفرق في السالبية**: سالبية $C \approx 2.5$، سالبية $O \approx 3.5$. - $\Delta EN = 3.5 - 2.5 = 1.0$ 3. **النطاق**: $0.4 \leq 1.0 < 1.7$ 4. **نوع الرابطة**: **رابطة تساهمية قطبية** (تتشاركان الإلكترونات ولكن $O$ يجذبها بقوة أكبر، فتظهر شحنة جزئية سالبة عليه وجزئية موجبة على $C$). **الزوج الثاني: البوتاسيوم ($K$) والبروم ($Br$)** 1. **الطبيعة**: $K$ **فلز قلوي** (مجموعة 1)، $Br$ **لافلز هالوجيني** (مجموعة 17). 2. **الفرق في السالبية**: سالبية $K \approx 0.8$، سالبية $Br \approx 2.8$. - $\Delta EN = 2.8 - 0.8 = 2.0$ 3. **النطاق**: $2.0 \geq 1.7$ 4. **نوع الرابطة**: **رابطة أيونية** (يفقد $K$ إلكترون تكافؤ واحد ليكون $K⁺$، ويكتسب $Br$ ذلك الإلكترون ليكون $Br⁻$، ويتحدان بقوة تجاذب كهروستاتيكي). **الزوج الثالث: الفلور ($F$) والفلور ($F$)** 1. **الطبيعة**: كلاهما **نفس اللافلز** (هالوجين). 2. **الفرق في السالبية**: سالبية $F \approx 4.0$ (الأعلى). - $\Delta EN = 4.0 - 4.0 = 0.0$ 3. **النطاق**: $0.0 < 0.4$ 4. **نوع الرابطة**: **رابطة تساهمية غير قطبية** (تتشاركان زوج من الإلكترونات بالتساوي تمامًا، فلا توجد شحنات جزئية).
4. **الخطوة 4: الإجابة النهائية** بناءً على طبيعة العناصر والفرق في سالبيتها الكهربية، فإن: - **رابطة الكربون مع الأكسجين** هي **تساهمية قطبية**. - **رابطة البوتاسيوم مع البروم** هي **أيونية**. - **رابطة الفلور مع الفلور** هي **تساهمية غير قطبية**.

ما نوع الأيونات التي تتكون من الليثيوم (Li) والفلور (F) على الترتيب، وما هي الصيغة الكيميائية للمركب الناتج عن اتحادهما؟

• أ) أيون الليثيوم موجب (+Li)، أيون الفلور سالب (-F)، والصيغة الكيميائية هي LiF.
• ب) أيون الليثيوم سالب (-Li)، أيون الفلور موجب (+F)، والصيغة الكيميائية هي LiF.
• ج) أيون الليثيوم موجب (+Li)، أيون الفلور سالب (-F)، والصيغة الكيميائية هي Li₂F.
• د) أيون الليثيوم سالب (-Li)، أيون الفلور سالب (-F)، والصيغة الكيميائية هي LiF₂.

الإجابة الصحيحة: a

الإجابة: أيون الليثيوم موجب (+Li)، أيون الفلور سالب (-F)، والصيغة الكيميائية هي LiF.

الشرح: 1. الليثيوم (Li) في المجموعة 1 (فلز)، يميل لفقد إلكترون واحد ليصبح Li⁺. 2. الفلور (F) في المجموعة 17 (لافلز)، يميل لاكتساب إلكترون واحد ليصبح F⁻. 3. يتحد Li⁺ مع F⁻ لتحقيق التعادل الكهربائي، مكوناً LiF.

تلميح: تذكر موقع كل عنصر في الجدول الدوري وميله لفقدان أو اكتساب الإلكترونات لتحقيق قاعدة الثمانية.

التصنيف: مفهوم جوهري | المستوى: متوسط

ما الفرق الرئيسي بين الروابط غير الفلزية (التساهمية) والروابط الفلزية من حيث آلية التكوين ونقل الشحنة؟

• أ) الروابط التساهمية تتضمن انتقال كلي للإلكترونات، بينما الفلزية تكون سحابة إلكترونية ثابتة.
• ب) الروابط التساهمية تتضمن مشاركة الإلكترونات وقد تظهر شحنات جزئية، بينما الروابط الفلزية تتضمن إلكترونات حرة متحركة بين أيونات الفلزات الموجبة.
• ج) الروابط التساهمية تنشأ بين أيونات موجبة وسالبة، بينما الفلزية تشارك الإلكترونات بالتساوي.
• د) الروابط التساهمية تكون دائمًا غير قطبية، بينما الفلزية تتكون بين ذرات اللافلزات.

الإجابة الصحيحة: b

الإجابة: الروابط التساهمية تتضمن مشاركة الإلكترونات وقد تظهر شحنات جزئية، بينما الروابط الفلزية تتضمن إلكترونات حرة متحركة بين أيونات الفلزات الموجبة.

الشرح: 1. الروابط التساهمية: تحدث بين اللافلزات عبر مشاركة الإلكترونات. إذا اختلفتا في السالبية الكهربية، تظهر شحنات جزئية (قطبية). 2. الروابط الفلزية: تحدث بين الفلزات، حيث تتحرر إلكترونات التكافؤ لتكون 'سحابة إلكترونية' حرة الحركة حول أيونات الفلز الموجبة.

تلميح: ركز على طبيعة الإلكترونات (مشتركة أم حرة) وتأثير ذلك على تكون الشحنات.

التصنيف: فرق بين مفهومين | المستوى: متوسط

ما هي الطريقة الصحيحة لتحديد النسبة الذرية للعناصر الداخلة في مركب معين من خلال صيغته الكيميائية؟

• أ) تُعرف النسب الذرية من الكتل المولية للعناصر فقط، دون النظر للأرقام السفلية.
• ب) تُعرف النسب الذرية مباشرة من الأرقام السفلية (الرموز الصغيرة) المكتوبة بجانب رمز كل عنصر في الصيغة الكيميائية.
• ج) تُعرف النسب من الأرقام العلوية بجانب رمز العنصر، أو من لون المركب.
• د) يمكن معرفة النسب فقط من خلال التحليل المخبري للمركب وليس من الصيغة.

الإجابة الصحيحة: b

الإجابة: تُعرف النسب الذرية مباشرة من الأرقام السفلية (الرموز الصغيرة) المكتوبة بجانب رمز كل عنصر في الصيغة الكيميائية.

الشرح: 1. الصيغة الكيميائية تعبر عن نوع وعدد ذرات كل عنصر في أصغر وحدة من المركب. 2. الأرقام السفلية (الرموز الصغيرة) هي الأعداد المكتوبة بعد رمز كل عنصر. 3. هذه الأرقام تشير مباشرة إلى العدد النسبي لذرات كل عنصر في المركب، مما يحدد النسبة الذرية.

تلميح: تأمل الأرقام الصغيرة المكتوبة بعد رمز العنصر في الصيغة، وماذا تمثل.

التصنيف: صيغة/خطوات | المستوى: سهل

بالنظر إلى أن ذرة السليكون (Si) لديها أربعة إلكترونات في مستوى طاقتها الخارجي، فما نوع الرابطة الكيميائية التي يميل السليكون لتكوينها غالبًا، ولماذا؟

• أ) روابط أيونية، لأنه يميل لفقدان جميع إلكتروناته الأربعة ليصبح أيونًا موجبًا قويًا.
• ب) روابط فلزية، لأنه يساهم بإلكتروناته الحرة في بحر من الإلكترونات حول شبكة أيونية.
• ج) روابط تساهمية، لأنه يشارك إلكتروناته الأربعة مع ذرات أخرى لتحقيق قاعدة الثمانية والاستقرار.
• د) لا يكون أي روابط مستقرة، لأنه لا يمكنه فقد أو اكتساب أو مشاركة الإلكترونات بشكل فعال.

الإجابة الصحيحة: c

الإجابة: يميل السليكون غالبًا لتكوين روابط تساهمية، لأنه يشارك إلكتروناته الأربعة مع ذرات أخرى لتحقيق قاعدة الثمانية والاستقرار.

الشرح: 1. السليكون لديه 4 إلكترونات تكافؤ. 2. لتحقيق قاعدة الثمانية، يحتاج 4 إلكترونات إضافية. 3. فقدان 4 إلكترونات أو اكتسابها يتطلب طاقة كبيرة. 4. لذلك، فإن مشاركة إلكتروناته الأربعة مع ذرات أخرى لتكوين روابط تساهمية هو الخيار الأمثل.

تلميح: فكر في قاعدة الثمانية وما هي الطريقة الأكثر كفاءة للذرة التي لديها 4 إلكترونات تكافؤ لتحقيق الاستقرار.

التصنيف: تفكير ناقد | المستوى: صعب

أي العبارات التالية تصف بشكل دقيق آلية نشأة الرابطة التساهمية؟

• أ) تنشأ الرابطة التساهمية عندما تنتقل الإلكترونات كليًا من ذرة لأخرى.
• ب) تنشأ الرابطة التساهمية عندما تتشارك الذرات بالإلكترونات.
• ج) تنشأ الرابطة التساهمية عندما تتحرر الإلكترونات وتتحرك بحرية بين الأيونات الموجبة.
• د) تنشأ الرابطة التساهمية عندما تتجاذب الذرات بقوى فاندرفال الضعيفة.

الإجابة الصحيحة: b

الإجابة: تنشأ الرابطة التساهمية عندما تتشارك الذرات بالإلكترونات.

الشرح: 1. الروابط الكيميائية تتكون لتحقيق استقرار الذرات. 2. في الرابطة التساهمية، لا يحدث انتقال كامل للإلكترونات. 3. بدلاً من ذلك، تشارك الذرات إلكتروناتها لتكوين أزواج إلكترونية مشتركة، مما يجعل كلتا الذرتين تشعر وكأنها تمتلك عددًا كافيًا من الإلكترونات في غلافها الخارجي.

تلميح: ركز على الفعل الرئيسي الذي تقوم به الذرات في هذا النوع من الروابط لتحقيق الاستقرار.

التصنيف: تعريف | المستوى: سهل