صفحة 70 - كتاب العلوم - الصف 9 - الفصل 2 - المملكة العربية السعودية

سؤال 1: يتحد الصوديوم مع الفلور لتكوين فلوريد الصوديوم (NaF) وهو مكوّن أساسي في معجون الأسنان. في هذه الحالة يكون للصوديوم التوزيع الإلكتروني المماثل لعنصر: أ. النيون ب. الليثيوم ج. المغنسيوم د. الكلور

الإجابة: س1: (أ) النيون

خطوات الحل:

1. | المعطيات | المطلوب | |----------|----------| | - مركب: فلوريد الصوديوم (NaF) <br> - عنصر: الصوديوم (Na) <br> - حالة التوزيع الإلكتروني بعد التفاعل | تحديد العنصر الذي يصبح للصوديوم توزيع إلكتروني مماثل له بعد التفاعل مع الفلور. |
2. **المبدأ المستخدم:** تصل الذرات إلى حالة الاستقرار (التشبه بالغازات النبيلة) عن طريق فقدان أو كسب الإلكترونات لتكوين أيونات. **التكافؤ** هو عدد الإلكترونات المفقودة أو المكتسبة للوصول إلى حالة الاستقرار.
3. 1. **الخطوة الأولى: تحديد التوزيع الإلكتروني للصوديوم (Na) قبل التفاعل.** - العدد الذري للصوديوم = 11. - التوزيع الإلكتروني: $1s^2 2s^2 2p^6 3s^1$ أو **[Ne] $3s^1$**. - تحتوي على **إلكترون واحد** في مجال الطاقة الخارجي (مستوى التكافؤ).
4. 2. **الخطوة الثانية: تحليل ما يحدث عند تكوين NaF.** - الفلور (F) أكثر سالبية كهربائية، فيكتسب إلكترونًا. - الصوديوم (Na) أقل سالبية كهربائية (فلز قلوي)، فيفقد إلكترون التكافؤ الوحيد ($3s^1$) ليصبح أيون موجب ($Na^+$).
5. 3. **الخطوة الثالثة: تحديد التوزيع الإلكتروني لأيون $Na^+$.** - بعد فقد إلكترون واحد، يصبح عدد الإلكترونات = 10. - التوزيع الإلكتروني لأيون $Na^+$: $1s^2 2s^2 2p^6$. - هذا التوزيع مطابق تمامًا للتوزيع الإلكتروني للغاز النبيل **النيون (Ne)** الذي عدده الذري 10.
6. > **نتيجة:** عند فقد إلكترون واحد، يصبح للصوديوم التوزيع الإلكتروني الثابت والمستقر للغاز النبيل الذي يسبقه في الجدول الدوري.
7. **الإجابة النهائية:** بعد التفاعل مع الفلور، يصبح لأيون الصوديوم ($Na^+$) توزيع إلكتروني مماثل تمامًا لتوزيع ذرة **النيون**.

سؤال 2: استعن بالرسم التالي للإجابة عن السؤالين ٢ و ٣. يوضّح الرسم أعلاه التوزيع الإلكتروني للبوتاسيوم، فكيف يصل إلى حالة الاستقرار؟ أ. يكتسب إلكترونًا ب. يفقد إلكترونًا ج. يكتسب إلكترونين د. يفقد إلكترونين

الإجابة: س2: (ب) يفقد إلكترونًا

خطوات الحل:

1. | المعطيات | المطلوب | |----------|----------| | - عنصر: البوتاسيوم (K) <br> - معلومة: يوضح الرسم توزيعه الإلكتروني <br> - المبدأ: الوصول لحالة الاستقرار | تحديد الطريقة التي يصل بها البوتاسيوم إلى حالة الاستقرار (فقد أو كسب الإلكترونات). |
2. **المبدأ المستخدم:** تسعى ذرات العناصر إلى تحقيق **التكافؤ الثماني** (أو الثنائي للهيدروجين والهيليوم) وهو امتلاء مستوى الطاقة الخارجي بثمانية إلكترونات، وذلك إما بفقد أو كسب أو مشاركة الإلكترونات.
3. 1. **الخطوة الأولى: استنتاج التوزيع الإلكتروني للبوتاسيوم من موقعه في الجدول الدوري.** - البوتاسيوم (K) عنصر في **المجموعة 1** و **الدورة الرابعة**. - العدد الذري للبوتاسيوم = 19.
4. 2. **الخطوة الثانية: كتابة التوزيع الإلكتروني للبوتاسيوم.** - التوزيع الإلكتروني: $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^1$. - يمكن كتابته اختصارًا: **[Ar] $4s^1$**. - **الملاحظة المهمة:** يحتوي مجال الطاقة الخارجي (الرابع) على **إلكترون واحد فقط**.
5. 3. **الخطوة الثالثة: تحليل أسهل طريقة للوصول إلى الاستقرار.** - الطريقة الأسهل للذرة التي بها إلكترون واحد في غلافها الخارجي هي **فقدان هذا الإلكترون**. - يصبح عدد الإلكترونات بعد الفقد = 18. - التوزيع الإلكتروني بعد الفقد ($K^+$) يصبح $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6$، أي مطابقًا للغاز النبيل **الأرجون (Ar)** وهو توزيع مستقر.
6. > **ملحوظة:** الفقد أسهل من الكسب بالنسبة للبوتاسيوم؛ لأن كسب 7 إلكترونات ليكمل الثماني يحتاج طاقة كبيرة جدًا.
7. **الإجابة النهائية:** يصل عنصر البوتاسيوم إلى حالة الاستقرار عن طريق **فقدان إلكترون واحد** من مجال الطاقة الخارجي ليصبح أيونًا موجبًا ($K^+$) ذا توزيع إلكتروني مستقر.

سؤال 3: ينتمي عنصر البوتاسيوم إلى عناصر المجموعة ١ من الجدول الدوري، فما اسم هذه المجموعة؟ أ. الهالوجينات ب. الغازات النبيلة ج. الفلزات القلوية د. الفلزات القلوية الترابية

الإجابة: س3: (ج) الفلزات القلوية

خطوات الحل:

1. | المعطيات | المطلوب | |----------|----------| | - المجموعة: 1 (I A) في الجدول الدوري | تحديد الاسم الشائع أو التصنيفي لهذه المجموعة من العناصر. |
2. **المبدأ المستخدم:** مجموعات الجدول الدوري الرئيسية لها أسماء مميزة تعكس خصائص عناصرها المشتركة.
3. 1. **الخطوة الأولى: مراجعة أسماء مجموعات الجدول الدوري الرئيسية.** | رقم المجموعة | الاسم الشائع | الخصائص العامة | |--------------|--------------|-----------------| | 1 (I A) | **الفلزات القلوية** | لينة، نشطة جدًا، تفقد إلكترون واحد بسهولة | | 2 (II A) | الفلزات القلوية الترابية | تفقد إلكترونين | | 17 (VII A) | الهالوجينات | لافلزات نشطة، تكتسب إلكترون واحد | | 18 (VIII A) | الغازات النبيلة (الخاملة) | خاملة كيميائيًا، مكتملة الإلكترونات |
4. 2. **الخطوة الثانية: ربط المجموعة بالعنصر (البوتاسيوم).** - البوتاسيوم (K) يقع في **المجموعة 1**. - جميع عناصر المجموعة 1 (مثل: الليثيوم Li، الصوديوم Na، البوتاسيوم K) لها إلكترون تكافؤ واحد ($ns^1$).
5. 3. **الخطوة الثالثة: استبعاد الخيارات الأخرى.** - (أ) الهالوجينات: **خاطئة**، فهي المجموعة 17. - (ب) الغازات النبيلة: **خاطئة**، فهي المجموعة 18. - (د) الفلزات القلوية الترابية: **خاطئة**، فهي المجموعة 2.
6. **الإجابة النهائية:** ينتمي البوتاسيوم وعناصر مجموعته إلى **الفلزات القلوية**، وهي فلزات شديدة التفاعل تميل لفقدان إلكترون واحد في تفاعلاتها الكيميائية.

سؤال 4: ما نوع الرابطة التي تربط بين ذرات جزيء غاز النيتروجين (N2)؟ أ. أيونية ب. ثنائية ج. أحادية د. ثلاثية

الإجابة: س4: (د) ثلاثية

خطوات الحل:

1. | المعطيات | المطلوب | |----------|----------| | - المركب: غاز النيتروجين ($N_2$) <br> - نوع الرابطة: بين ذرتي نيتروجين في الجزيء | تحديد نوع الرابطة التساهمية بين ذرتي النيتروجين. |
2. **القانون/المفهوم المستخدم:** **الرابطة التساهمية** تتكون بمشاركة أزواج من الإلكترونات بين الذرات. تُسمى الرابطة: **أحادية** إذا شاركت ذرة إلكترونًا واحدًا (زوج إلكتروني واحد)، و**ثنائية** إذا شاركت ذرتان إلكترونين (زوجين إلكترونيين)، و**ثلاثية** إذا شاركت ثلاث إلكترونات (ثلاثة أزواج إلكترونية).
3. 1. **الخطوة الأولى: تحديد التوزيع الإلكتروني والترتيب الإلكتروني للنيتروجين.** - العدد الذري للنيتروجين (N) = 7. - التوزيع الإلكتروني: $1s^2 2s^2 2p^3$. - يحتوي مستوى الطاقة الخارجي (الثاني) على **5 إلكترونات** ($2s^2 2p^3$).
4. 2. **الخطوة الثانية: تحديد إلكترونات التكافؤ ونقص الإلكترونات للاستقرار.** - إلكترونات التكافؤ للنيتروجين = 5. - يحتاج النيتروجين إلى **3 إلكترونات** إضافية ليصل إلى حالة الثماني الإلكترونات المستقرة (مثل النيون).
5. 3. **الخطوة الثالثة: شرح كيفية سد هذا النقص في جزيء $N_2$.** - لكل ذرة نيتروجين 3 إلكترونات غير مزدوجة (في مدارات $2p$). - تشترك كل ذرة من ذرتي النيتروجين بـ **3 إلكترونات** مع الذرة الأخرى. - هذا يعني تشكل **3 أزواج إلكترونية مشتركة** بين الذرتين.
6. 4. **الخطوة الرابعة: تسمية الرابطة بناءً على عدد أزواج الإلكترونات المشتركة.** - رابطة واحدة = رابطة أحادية. - رابطتان = رابطة ثنائية. - **ثلاث روابط = رابطة ثلاثية**.
7. > **ملحوظة:** وجود الرابطة الثلاثية يجعل جزيء $N_2$ مستقرًا جدًا وقويًا، مما يفسر خموله النسبي.
8. **الإجابة النهائية:** ترتبط ذرتا النيتروجين في الجزيء ($N_2$) برابطة تساهمية **ثلاثية**، حيث تشارك كل ذرة بثلاثة إلكترونات لتكوين ثلاثة أزواج إلكترونية مشتركة.

سؤال 5: استخدم الرسم التالي للإجابة عن السؤالين ٥ و ٦: يوضّح الرسم أعلاه التوزيع الإلكتروني لكلوريد المغنسيوم، فما الصيغة الكيميائية الصحيحة لهذا المركّب؟ أ. Mg2Cl ب. MgCl ج. MgCl2 د. Mg2Cl2

الإجابة: س5: (ج) MgCl2

خطوات الحل:

1. | المعطيات | المطلوب | |----------|----------| | - المركب: كلوريد المغنسيوم (يُستنتج من الاسم) <br> - معلومة: يوضح الرسم التوزيع الإلكتروني للمركب <br> - الخيارات: صيغ مختلفة للمركب | استنباط الصيغة الكيميائية الصحيحة لمركب كلوريد المغنسيوم من الرسم (ومن مبدأ التكافؤ). |
2. **المبدأ المستخدم:** تتحد الأيونات بنسب عددية بسيطة لتكوين مركب أيوني متعادل كهربائيًا (مجموع الشحنات الموجبة = مجموع الشحنات السالبة). تُكتب الصيغة بأقل نسبة للأيونات تعطي تعادلًا في الشحنة.
3. 1. **الخطوة الأولى: تحديد شحنة أيون المغنسيوم ($Mg$).** - المغنسيوم (Mg) عنصر في **المجموعة 2**، وعدده الذري 12. - التوزيع الإلكتروني: $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2$. - يميل لفقدان **إلكترونين** ليصبح أيون موجب ($Mg^{2+}$) ويتشبه بالغاز النبيل النيون (Ne).
4. 2. **الخطوة الثانية: تحديد شحنة أيون الكلوريد ($Cl$).** - الكلور (Cl) عنصر في **المجموعة 17**، وعدده الذري 17. - التوزيع الإلكتروني: $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^5$. - يميل لكسب **إلكترون واحد** ليصبح أيون سالب ($Cl^{-}$) ويتشبه بالغاز النبيل الأرجون (Ar).
5. 3. **الخطوة الثالثة: تحقيق التعادل الكهربائي.** - شحنة أيون $Mg^{2+}$ = **+2**. - شحنة أيون $Cl^{-}$ = **-1**. - للتعادل، نحتاج إلى أيونين من الكلوريد (شحنتاهما -2) ليعادلا شحنة أيون واحد من المغنسيوم (+2).
6. 4. **الخطوة الرابعة: كتابة الصيغة الكيميائية.** - النسبة هي: $Mg^{2+}$ : $Cl^{-}$ = **1 : 2**. - تكتب الصيغة الكيميائية للمركب الأيوني بتوضيح هذه النسبة: **$MgCl_2$**. - (يُكتب رمز الفلز أولًا، ثم رمز اللافلز مرفوعًا له أس يمثل عدد الذرات).
7. > **تحقق من الخيارات:** $MgCl_2$ يتوافق مع الخيار (ج).
8. **الإجابة النهائية:** الصيغة الكيميائية الصحيحة لكلوريد المغنسيوم هي **$MgCl_2$**، حيث يتحد أيون مغنسيوم واحد ($Mg^{2+}$) مع أيوني كلوريد ($2Cl^{-}$) لتكوين مركب متعادل كهربائيًا.

سؤال 6: ما نوع الرابطة التي تربط بين عناصر مركّب كلوريد المغنسيوم؟ أ. أيونية ب. فلزية ج. قطبية د. تساهمية

الإجابة: س6: (أ) أيونية

خطوات الحل:

1. | المعطيات | المطلوب | |----------|----------| | - المركب: كلوريد المغنسيوم ($MgCl_2$) <br> - معلومة: مستنتج من السؤال السابق أو الرسم | تحديد نوع الرابطة الكيميائية السائدة بين عناصره (المغنسيوم والكلور). |
2. **المبدأ المستخدم:** تصنيف الروابط الكيميائية الرئيسية: 1. **رابطة أيونية:** بين **فلز** و **لافلز**، وتحدث عن طريق **انتقال الإلكترونات** من ذرة الفلز إلى ذرة اللافلز، فتتكون أيونات متعاكسة الشحنة تتجاذب كهربائيًا. 2. **رابطة تساهمية:** بين **لافلزات**، وتحدث عن طريق **مشاركة الإلكترونات** بين الذرات. 3. **رابطة فلزية:** بين ذرات **الفلز** الواحد في العنصر النقي أو السبيكة.
3. 1. **الخطوة الأولى: تصنيف العناصر الداخلة في المركب.** - **المغنسيوم (Mg):** فلز قوي (يقع في أقصى يسار الجدول الدوري، المجموعة 2). - **الكلور (Cl):** لافلز قوي (يقع في أقصى يمين الجدول الدوري، المجموعة 17).
4. 2. **الخطوة الثانية: تحديد آلية التفاعل بينهما.** - كما وضحنا في السؤال السابق، **يفقد** المغنسيوم إلكترونين. - **تكتسب** كل ذرة كلور إلكترونًا واحدًا. - تحدث عملية **انتقال للإلكترونات** من الفلز إلى اللافلز.
5. 3. **الخطوة الثالثة: تحليل طبيعة التجاذب في المركب.** - بعد انتقال الإلكترونات، يتكون أيون موجب ($Mg^{2+}$) وأيونات سالبة ($Cl^{-}$). - تجذب هذه الأيونات بعضها بقوة كهروستاتيكية (كهربائية) قوية تُسمى **رابطة أيونية**. - المركب الناتج يكون على شكل شبكة بلورية أيونية وليس جزيئات منفصلة.
6. 4. **الخطوة الرابعة: استبعاد أنواع الروابط الأخرى.** - **رابطة تساهمية (ج، د):** لا تنطبق؛ لأن التفاعل ليس بين لافلزين، ولم تحدث مشاركة بل انتقال للإلكترونات. - **رابطة فلزية (ب):** لا تنطبق؛ لأن المركب ليس فلزًا نقيًا ولا سبيكة.
7. **الإجابة النهائية:** نوع الرابطة في مركب كلوريد المغنسيوم ($MgCl_2$) هو **رابطة أيونية**، وذلك لأنها تتكون بين فلز (المغنسيوم) ولافلز (الكلور) عبر انتقال الإلكترونات وتكوين أيونات متعاكسة الشحنة.

سؤال 7: ما أكبر عدد من الإلكترونات يمكن أن يستوعبه مجال الطاقة الثالث في الذرة؟ أ. ٨ ب. ١٨ ج. ١٦ د. ٢٤

الإجابة: س7: (ب) 18

خطوات الحل:

1. | المعطيات | المطلوب | |----------|----------| | - مجال الطاقة: الثالث (المستوى الرئيسي $n=3$) <br> - المطلوب: السعة القصوى للإلكترونات | تحديد أكبر عدد من الإلكترونات يمكن أن يستوعبه مجال الطاقة الرئيسي الثالث في الذرة. |
2. **القانون المستخدم:** **قاعدة $2n^2$**، حيث: - $n$: رقم مستوى الطاقة الرئيسي (رقم المجال). - $2n^2$: **أقصى سعة** للإلكترونات في ذلك المستوى الرئيسي.
3. 1. **الخطوة الأولى: التعريف بمستويات الطاقة الرئيسية.** - لكل مستوى طاقة رئيسي ($n$) عدد من **المدارات** الفرعية (s, p, d, f...). - سعة كل مدار فرعي: | المدار الفرعي | عدد المدارات | السعة (إلكترونات) | |---------------|--------------|-------------------| | s | 1 | 2 | | p | 3 | 6 | | d | 5 | 10 | | f | 7 | 14 |
4. 2. **الخطوة الثانية: تطبيق القانون $2n^2$ لمستوى الطاقة $n=3$.** - القانون: $السعة_{الكلية} = 2n^2$ - التعويض: $n = 3$ - الحساب: $2 \times (3)^2 = 2 \times 9 = 18$
5. 3. **الخطوة الثالثة: التحقق من النتيجة باستخدام المدارات الفرعية.** - المستوى الرئيسي الثالث ($n=3$) يحتوي على المدارات الفرعية التالية: **3s, 3p, 3d**. - سعة 3s = 2 إلكترون. - سعة 3p = 6 إلكترونات. - سعة 3d = 10 إلكترونات. - **المجموع:** $2 + 6 + 10 = 18$ إلكترونًا.
6. > **ملحوظة مهمة:** هذه هي **السعة النظرية القصوى**. في حالة ملء الإلكترونات الفعلي، قد لا تصل الذرة إلى هذه السعة في مستواها الخارجي قبل أن تبدأ بملء المستوى التالي (وفقًا لمبدأ البناء التصاعدي وقواعد أخرى). لكن السؤال عن **قدرة الاستيعاب** القصوى.
7. **الإجابة النهائية:** يمكن أن يستوعب مجال الطاقة الرئيسي الثالث في الذرة حدًا أقصى مقداره **18 إلكترونًا**.

يتحد الصوديوم مع الفلور لتكوين فلوريد الصوديوم (NaF) وهو مكون أساسي في معجون الأسنان. في هذه الحالة يكون للصوديوم التوزيع الإلكتروني المماثل لعنصر:

• أ) النيون
• ب) الليثيوم
• ج) الماغنيسيوم
• د) الكلور

الإجابة الصحيحة: a

الإجابة: النيون

الشرح: 1. العدد الذري للصوديوم (Na) 11، توزيعه الإلكتروني [Ne] 3s¹. 2. يفقد الصوديوم إلكترون التكافؤ الوحيد (3s¹) ليصبح أيون Na⁺ بـ 10 إلكترونات. 3. التوزيع الإلكتروني لأيون Na⁺ هو $1s^2 2s^2 2p^6$. 4. هذا التوزيع مطابق تمامًا للغاز النبيل النيون (Ne) الذي عدده الذري 10.

تلميح: تذكر أن الذرات تسعى للوصول إلى حالة الاستقرار بالتشبه بالغازات النبيلة الأقرب لها في العدد الذري بعد فقدان أو كسب الإلكترونات.

التصنيف: مسألة تدريبية | المستوى: متوسط

يوضح الرسم أعلاه التوزيع الإلكتروني للبوتاسيوم، فكيف يصل إلى حالة الاستقرار؟

• أ) يكتسب إلكترونًا
• ب) يفقد إلكترونًا
• ج) يكتسب إلكترونين
• د) يفقد إلكترونين

الإجابة الصحيحة: b

الإجابة: يفقد إلكترونًا

الشرح: 1. البوتاسيوم (K) عنصر في المجموعة 1 من الجدول الدوري، وعدده الذري 19. 2. توزيعه الإلكتروني هو [Ar] 4s¹، مما يعني أنه يحتوي على إلكترون واحد في مجال الطاقة الخارجي. 3. الأسهل للذرة التي تحتوي على إلكترون واحد في غلافها الخارجي هو فقدان هذا الإلكترون. 4. بفقدان الإلكترون، يصبح أيون K⁺ مشابهاً للغاز النبيل الأرجون (Ar) المستقر.

تلميح: عناصر المجموعة 1 (الفلزات القلوية) تميل إلى فقدان إلكترون واحد من غلافها الخارجي للوصول إلى التوزيع الإلكتروني للغاز النبيل الأقرب.

التصنيف: مسألة تدريبية | المستوى: سهل

ينتمي عنصر البوتاسيوم إلى عناصر المجموعة ١ من الجدول الدوري، فما اسم هذه المجموعة؟

• أ) الهالوجينات
• ب) الغازات النبيلة
• ج) الفلزات القلوية
• د) الفلزات القلوية الترابية

الإجابة الصحيحة: c

الإجابة: الفلزات القلوية

الشرح: 1. مجموعات الجدول الدوري الرئيسية لها أسماء مميزة تعكس خصائص عناصرها. 2. المجموعة 1 (أو I A) من الجدول الدوري تُعرف باسم الفلزات القلوية. 3. هذه الفلزات (مثل الليثيوم، الصوديوم، البوتاسيوم) نشطة جدًا وتميل لفقدان إلكترون واحد في تفاعلاتها الكيميائية.

تلميح: راجع أسماء المجموعات الرئيسية في الجدول الدوري، حيث أن لكل مجموعة خصائص مشتركة واسمًا شائعًا.

التصنيف: مسألة تدريبية | المستوى: سهل

ما نوع الرابطة التي تربط بين ذرات جزيء النيتروجين (N₂)؟

• أ) أيونية
• ب) ثلاثية
• ج) أحادية
• د) ثنائية

الإجابة الصحيحة: b

الإجابة: ثلاثية

الشرح: 1. العدد الذري للنيتروجين (N) هو 7، مما يعني أن لديه 5 إلكترونات تكافؤ (في غلافه الخارجي). 2. يحتاج كل ذرة نيتروجين إلى 3 إلكترونات إضافية لتكمل غلافها الخارجي وتصل إلى حالة الثماني المستقرة. 3. في جزيء N₂، تشارك كل ذرة نيتروجين 3 إلكترونات مع الذرة الأخرى. 4. هذا يؤدي إلى تكوين 3 أزواج إلكترونية مشتركة بين الذرتين، وهي رابطة تساهمية ثلاثية.

تلميح: تذكر عدد إلكترونات التكافؤ للنيتروجين وكم تحتاج الذرة لتصل إلى الثماني المستقر، ثم فكر في عدد الأزواج الإلكترونية المشتركة.

التصنيف: مسألة تدريبية | المستوى: متوسط

يوضح الرسم أعلاه التوزيع الإلكتروني لكلوريد الماغنيسيوم، فما الصيغة الكيميائية الصحيحة لهذا المركب؟

• أ) Mg₂Cl
• ب) MgCl
• ج) MgCl₂
• د) Mg₂Cl₂

الإجابة الصحيحة: c

الإجابة: MgCl₂

الشرح: 1. المغنسيوم (Mg) في المجموعة 2، ويميل لفقدان إلكترونين ليصبح أيون Mg²⁺. 2. الكلور (Cl) في المجموعة 17، ويميل لكسب إلكترون واحد ليصبح أيون Cl⁻. 3. لتحقيق التعادل الكهربائي، يتحد أيون مغنسيوم واحد (+2) مع أيوني كلوريد اثنين (2 × -1 = -2). 4. الصيغة الكيميائية الصحيحة التي تعكس هذه النسبة هي MgCl₂.

تلميح: تذكر تكافؤ كل من المغنسيوم والكلور وكيفية تحقيق التعادل الكهربائي في المركب الأيوني.

التصنيف: مسألة تدريبية | المستوى: متوسط

ما أكبر عدد من الإلكترونات يمكن أن يستوعبه مجال الطاقة الثالث في الذرة؟

• أ) 8
• ب) 18
• ج) 16
• د) 24

الإجابة الصحيحة: b

الإجابة: 18

الشرح: 1. رقم مجال الطاقة الرئيسي ($n$) في هذه الحالة هو 3. 2. يتم حساب السعة القصوى للإلكترونات في أي مجال طاقة باستخدام الصيغة $2n^2$. 3. بتطبيق الصيغة: $2 \times (3)^2 = 2 \times 9 = 18$.

تلميح: تذكر الصيغة التي تحدد السعة القصوى للإلكترونات في مستويات الطاقة الرئيسية ($2n^2$).

التصنيف: مسألة تدريبية | المستوى: سهل