مادة الكيمياء المرحلة الثانوية

2. الاختبارات التحصيليه مادة الكيمياء المرحلة الثانوية اعداد و تقديم مدرس مادة الكيمياء خالد برهام

4. اختبارات ا التحصيل الدراسي • تقيس مستوى المعرفة التي حصل عليها الطالب من خلال ما درسه في المدرسة من مقررات و تخصصات معينة معتمدا على المعلومة المجردة • تركز الاختبارات التحصيليه على الأساسيات • لا تهتم بالمسائل التفصيلية في المقررات • لا تقوم على الحفظ المجرد و تشمل مختلف المستويات المعرفية ( فهم تحليل تركيب تذكر تطبيق .. • كل الأسئلة من نوع الاختيار من متعدد وفقك الله

5. إدراك أساسيات + الاستيعاب + فهم = الاستعداد للاختبارات

6. مواضيع الدورة • 1- الصيغ و الرموز 14- حسابات كيميائية • 2- اعداد الكم الأربعة 15- تعين الوزن الجزيئي • 3- أقسام الجدول الدوري 16- مجموعات الجدول الدوري • 4- النظريات الذرية 17 – العضوية و الكشوف • 5- الروابط 18 - الحموض و القواعد • 6- التهجين 19- حسابات على الحموض و القواعد • 7- العناصر الانتقالية 20- الأكسدة و الاختزال • 8- كيمياء الماء و الهواء 21- سرعة التفاعل • 9- المحاليل 22 – النفط و اللدائن • 11 – الغازات 23- البروتين و الكربوهيدرات • 12- الهالوجينات 24 - الكيمياء الحرارية • 13- النتروجين 21 -اختبارات

7. الرموز تعبر عن العناصر و هي حرف أو حرفين مشتقان من اسم العنصر

8. الرموز و الصيغ و تركيب المادة

9. الصيغة الجزيئية هي صيغة رمزية تبين نوع الذرات وعددها في جزيء المادة و نستخدم صيغ الجذور و تكافؤاتها

10. مثال :- اكتب الصيغ الكيميائية للمركبات التالية كلوريد الكالسيوم نترات الرصاص كربونات الخارصين هيدروكسيد الصوديوم CaCl2 , Pb(NO3) 2 , Zn CO3 , NaOH الجزيء أصغر جزء من المادة يوجد على حالة انفراد و تظهر فيه الخواص الفيزيائية للمادة أنواع الجزيئات :- 1- جزيئات عناصر ( تحتوي على نوع واحد من الذرات ) أ- جزيء أحادي الذرة ( عنصر صلب - غاز خامل ) مثال Ne, Cu, Na, He ب- يتكون من ذرتين( غازات ) جزيء ثنائي الذرات CL2, F2 , N2, O2 H2I2, Br2, ج- عديد الذرات ( أكثر من ذرتين ) S8 , O3 , P5 2- جزيئات المركبات ( يحتوي على ذرات لعناصر مختلفة H20 , NH3 , H2SO4

11. 1جم = 6.02×2310 ذرة = 1مول المول = كمية التي تحتوي على عدد أفوجادر ومن أي صنفالكتلة الذرية=معدل كتلة ذرات العنصر بالنسبة لكتلة ذرة الكربونالكتلة الذرية الجرامية=هي كتلة عدد أفوجادرو من الذرات العنصر بوحدة الجرامالكتلة الجزيئية=مجموع الكتل الذرية لجميع الذرات التي تكون الجزيء بوحدة و.ك.ذ الكتلة الجزيئية الجرامية= هي كتلة عدد أفوجادرو من الجزيئات المادة بالجرام = وزن المول = الوزن الجزيئي للمادة

12. النظرية الذرية الحديثة • الذرة وحدة صغيرة تتكون من أجزاء مختلفة من النواة و المجالات الالكترونية • النواة هي منطق كثيفة موجبة الشحنة صغيرة جدا توجد في وسط الذرة • تحتوي النواة على البروتونات الموجبة و النيترونات المتعادلة • تحيط بالنواة الكترونات سالبة تختلف في الطاقة التي لديها بسبب وجودها في مستويات مختلفة الطاقة وتدور بسرعة هائلة 200كم /ث • تزيد طاقة المسوى الرئيسي كلما ابتعدنا عن النواة • هناك فراغ هائل يفصل بين الالكترونات وهو جزء من حجم الذرة • حجم الذرة هو الحيز الذي تشغله الالكترونات في حركتها المستمرة • قطر الذرة أكبرمن قطر النواة بحوالى 100ألف مرة

13. العدد الذري و الكتلي • العدد الذري = عدد البروتونات = عدد الالكترونات في الذرة المتعادلة • عدد الكتلي = عدد البروتونات + عدد النيترونات في نواة الذرة • عدد النيترونات = عدد الكتلي – عدد الذري • عدد الكتلي 23Na11عدد الذري • النظائر هي صور عنصر واحد تتفق في العدد الذري و تختلف في عدد الكتلي • المتكاتلات ذرات مختلفة في العدد الذري و تتفق في العدد الكتلي ديوتيريوم تريتيوم بروتيوم H , H , H 1 2 3 1 1 1 14 N , C 14 7 6

14. الأعداد الكمية • أعداد تظهر كنتيجة رياضية منطقية تحدد طاقات و أحجام و أشكال المجالات الالكترونية تأخذ قيم من 7:1 تأخذ قيم من صفر: ن-1 صفر و1و2و3 تأخذ قيم من – ل : + ل قيمه + , - 1/2

15. علاقات رياضية • عدد المجالات في كل مستوى فرعي =( 2ل+ 1) • رقم المستوى الرئيسي = عدد المستويات الفرعية = ن • عدد الأوربيتالات = مربع رقم المستوى الرئيسي= ن2 • عدد الالكترونات في المستوى الرئيسي= 2ن2

16. أعلى طاقة 1S 2S,2P Q ن=7 3S,3P3d 4S,4P4d,4F P ن=6 O 7 ن=5 F d N ن=4 5 p S ن=3 M d P S 3 P ن=2 L S أقل طاقة k S 1 ن=1

17. 7p 6d 5F 7S 6P 5d 4F 6s 5p 4d 5s 4p 3d 4S 3P 3S 2P 2S 1S ترتيب المجالات الفرعية على حسب طاقتها مبدأ البناء التصاعدي في الطاقة تشغل الإلكترونات المستويات الأقل طاقة أولا ثم الأعلى في الطاقة مبدأ باولي للاستبعاد يجب أن يختلف كل الكترون في الذرة عن الآخر بقيمة عدد كم واحد على الأقل قاعدة هند تفضل الإلكترونات أن تشغل المجالات الذرية فردية أولا ثم تزدوج

18. التوزيع الالكتروني • Na11 • Ca20 Fe26 1S2 , 2S2, 2P6, 3S1 1S2 , 2S2 , 2P6 , 3S2, 3P6, 4S2, 1S2 , 2S2, 2P6, 3S2, 3P6, 4S2,3d6 بعض الدقائق الأساسية في الذرة

19. التوزيع الالكتروني

21. قواعد توزيع الالكترونات في المجالات الالكترونية • تتوزع الالكترونات على المستويات الفرعية( (S,P,d,F • نبدأ بملء المجال الأقل طاقة فالأكثر طاقة ( مبدأ البناء التصاعدي ) • لا يوجد في نفس الذرة الكترونين لهما نفس أعداد الكم الأربع فلا بدأن يختلفا في عدد كم واحد على الأقل ( مبدأ باولي للاستبعاد • في المدارات المتساوية الطاقة داخل المستو الفرعي الواحد تعتمد الالكترونات في مئلها المجالات أن يكون لها نفس اتجاه الدوران ما أمكن ذلك ( قاعد هند ) و توزع فرادى أولا قبل أن تتزاوج مثال :- 3p3

22. أقسام الجدول الدوري المجموعة 1و2 s S,p d عناصر تمثيلية عناصر انتقالية عناصر تمثيلية F عناصر انتقالية داخلية اللانثانيدات عناصر أرضية نادرة الأكتينيدات عناصر مشعة

23. نتائج الترتيب الدوري للعناصر • يقسم الجدول الدوري إلى • 7دورات أفقية ( لأن الذرة بها 7مستويات الطاقة رئيسية ) • 8مجموعات رئيسية ( أ ) و 10 مجموعات فرعية ( ب) • تبدأ الدورة من اليسار الى اليمين • تبدأ المجموعة من أعلى لأسفل

24. الدورة الدورة عناصر مرتبة أفقيا و متدرجة في خواصها الفيزيائية و الكيميائية داخل الدورة يزيد عدد الالكترونات في نفس المستوى فيزيد الشحنة الموجبة داخل النواة – يزيد قوة جذب النواة لالكترونات الغلاف اخارجي داخل المجموعة الواحدة يزيد عدد المستويات الرئيسية فتبتعد النواة عن الكترونات الغلاف الخارجي الحجم الذري يزيد السالبية تقل الألفة تقل جهد التأين يقل تزداد الصفة الفلزية ويقل الصفة اللافلزية تزيد الصفة القاعدية ويقل الصفة الحمضية الحجم الذري يقل السالبية الكهربية تزيد الألفة الإلكترونية تزيد جهد التأين يزيد تقل الصفة الفلزية تزيد الصفة اللافلزية تقل الصفة القاعدية و تزداد الصفة الحمض المجموعة المجموعة عناصر مرتبة رأسيا و متشابهة في التكافؤ و الخواص الكيميائية

25. تدرج الخواص للعناصر في الجدول الدوري يقل السالبية الالكترونية تدريجيا يقل جهد التأين تدريجيا يقل جهد التأين تدريجيا يقل جهد التأين تدريجيا تزيد الصفة القاعدية و تزيد الصفة الحمضية تزيد الصفة القاعدية و تزيد الصفة الحمضية تزيد الصفة القاعدية و تزيد الصفة الحمضية تزيد الصفة القاعدية و تزيد الصفة الحمضية يقل الميل الالكتروني تدريجيا يقل نصف قطر الذرة تدريجيا يقل نصف قطر الذرة تدريجيا يقل نصف قطر الذرة تدريجيا يقل نصف قطر الذرة تدريجيا يقل نصف قطر الذرة تدريجيا يقل نصف قطر الذرة تدريجيا يقل نصف قطر الذرة تدريجيا يقل الميل الالكتروني تدريجيا يقل الميل الالكتروني تدريجيا يقل الميل الالكتروني تدريجيا يقل الميل الالكتروني تدريجيا يقل الميل الالكتروني تدريجيا تزيد الصفة الفلزية و تزيد الصفة اللافلزية يزيد نصف قطر الذرة تدريجيا تزيد الصفة الفلزية و تزيد الصفة اللافلزية تزيد الصفة الفلزية و تزيد الصفة اللافلزية تزيد الصفة الفلزية و تزيد الصفة اللافلزية تزيد الصفة الفلزية و تزيد الصفة اللافلزية يزيد نصف قطر الذرة تدريجيا يزيد نصف قطر الذرة تدريجيا يزيد نصف قطر الذرة تدريجيا يزيد نصف قطر الذرة تدريجيا تزيد الصفة الفلزية و تزيد الصفة اللافلزية تزيد الصفة الفلزية و تزيد الصفة اللافلزية يزيد جهد التأين تدريجيا يزيد جهد التأين تدريجيا يزيد جهد التأين تدريجيا يزيد جهد التأين تدريجيا يزيد جهد التأين تدريجيا يزيد جهد التأين تدريجيا يزيد الميل الالكتروني تدريجيا يزيد الميل الالكتروني تدريجيا يزيد الميل الالكتروني تدريجيا يزيد الميل الالكتروني تدريجيا يزيد الميل الالكتروني تدريجيا يزيد السالبية الكهربائية تدريجيا يزيد السالبية الكهربائية تدريجيا يزيد السالبية الكهربائية تدريجيا يزيد السالبية الكهربائية تدريجيا تقل الصفة الفلزية وتزيد الصفة اللافلزية تقل الصفة الفلزية وتزيد الصفة اللافلزية تقل الصفة الفلزية وتزيد الصفة اللافلزية تقل الصفة القاعدية وتزداد الصفة الحمضية تقل الصفة القاعدية وتزداد الصفة الحمضية

26. تعريفات تهمك • الحجم الذري :- منطقة أو حيز من الفراغ تحدد حجم السحابة الالكترونية تحيط بالنواة ( تعين بقياس نصف قطر النواة ) حجم الأيون السالب أكبر من حجم الذرة اللافلزية حجم الذرة الفلزية أكبر من حجم الأيون الموجب طاقة التأين :- أقل طاقة لازمة لانتزاع الالكترون الأقل ارتباط بالنواة من الذرة المتعادلة الغازية الألفة الالكترونية ( الميل الالكتروني ) مقدار الطاقة المصاحبة عند ضم الكترون أو أكثر الى مستو التكافؤ لذرة متعادلة في الحالة الغازية القيمة الموجبة ( تعني أن الذرة تحتاج الى طاقة خارجية لتجبر على ضم الكترون و لا تميل هذه الذرات لضم الكترون مثال الغازات الخاملة) و العكس صحيح لقيم الألفة السالبة السالبية الكهربائية :- قابلية العنصر للاستئثار بالزوج الالكتروني في الرابطة التساهمية السالبية هي نصف مجموع الألفة و طاقة التأين طاقة الترتيب البلورية :- ( ط الرابطة الأيونية ) الطاقة التي نحتاجها لنحول مركب أيوني بلوري في الحالة الصلبة الى أيونات منفصلة غازية و تساوي ( طب = ى2 / ر )

27. الصفة الحمضية و القاعدية • أكاسيد الحمض هي أكاسيد اللافلزات مثال CO2,SO2,SO3,P2O5 • تذوب في الماء مكونه أحماض اكسيجينيه • لا تتفاعل مع الأحماض و تتفاعل مع القلويات مكونه ملح وماء • أكاسيد الفلزات مثلNa2O ,CaO • ,CUO , FeO , PbO Ag2O • بعضها يذوب في الماء و يكون قواعد قلوية • بعضها لا يذوب في الماء • لا تتفاعل مع القلويات و تتفاعل مع الأحماض مكونه ملح و ماء • أكاسيد مترددة تتفاعل مع الحمض كقاعدة و مع القاعدة كحمض و تعطي ملح وماء Al2O3 , ZnO , SnOSb2O3 ,

28. انتبه • تبدأ الدورة بعناصر شديدة الصفة الفلزية وتقل تدريجيا تنتهي الدورة بعنصر شديد الصفة اللافلزية • في المجموعة تزيد الصفة الفلزية و تقل الصفة اللافلزية • أقوى الفلزات السيزيوم ( أسفل المجموعة 1أ) • أقوى اللافلزات الفلور ( أعلى المجموعة 7أ ) • العزم الكهربي :- هو مدى قابلية أي مادة للانتظام في مجال كهربي

30. أنواع الأيونات • أيون ذري :- مادة تنتج من فقد أو اكتساب ذرة العنصر الكترون أو أكثر • أيون الموجب :- ذرة العنصر التي تفقد الكترون أو أكثر مثال :- NH4+ Na+ Al+++ • أيون السالب :- ذرة العنصر التي تكتسب الكترون أو أكثر مثال :- كل المجموعات الذرية Cl-, O --, SO4 --

31. سائل لا فلزات فلز 8 أ 1أ قطاعS,P غاز شبه فلز لم تكتشف بعد X He H 3أ 6أ غير مؤكد من الأيوباك 4أ 5أ 7أ 2أ عناصر انتقالية قطاع d قطاعS عناصر انتقالية داخلية قطاع F

32. 8 7ب 3ب 1ب 2ب 4ب 5ب 6ب 4 5 اتريوم 6 لنثانم 7 6 7 يتم ملء المستوى الفرعي d حيث يتكون من خمسة أوربتالات كل منها يتسع لإلكترونين العناصر الانتقالية تتكون من 10صفوف رأسية وهي المجموعات ) B ) و تقع في الدورات 6,5,4 المجموعة الثامنة تتكون من ثلاث صفوف رأسية يكون التشابه في الخواص بين العناصر الأفقية أكثر تشابه في الخواص بين العناصر الرأسية لذلك تنقسم الى ثلاث ثلاثيات ( تختلف خواصها عن عناصر المجموعات Bالانتقالية )

33. العناصر الانتقالية الداخلية :- عناصر مكتملة المستويات الرئيسية ماعدا المستويات الرئيسية الثلاثة الأخيرة و يتم فيها ملء المستوى الفرعي 4F , 5F لذلك لكل سلسلة تحتوي على 14 عنصر 1- سلسلة اللانثانيدات 2- سلسلة الاكنتيدات توضع اسفل الجدول لأن خواصها تختلف عن خواص العناصر الانتقالية الرئيسية 1- سلسلة اللانثانيدات :- عناصر يتم فيها ملء المستوى الفرعي 4F تدريجيا بزيادة الكترون تقع في الدورة السادسة بعد عنصر اللنثانم ولذلك سميت اللانثانيدات تبدأ بعنصر السيزيوم Ce58 و تنتهي بعنصر اللوتيتوم عدد عناصر 14 تسمى بالعناصر الأرضية النادرة ( توجد في صورة أكاسيد لذلك تسمى أرضية كلمة أكسيد تعني أرضي ) هي تسمية غير دقيقة لأنها ليست نادرة لوجودها في الطبيعة يمكن فصل عناصرها لها خواص متشابهه في النشاط الكيميائي - تشبه عنصر الكالسيوم و اللانثانم – ثلاثية التكافؤ

34. سلسلة الأكتينيدات عناصر يتم فيها ملء عناصر المستوى الفرعي 5f ( 7مجالات ×2) تقع في الدورة السابعة - بعد عنصر الأكتنيوم AC89 تبدأ بعنصر الثور يومو تنتهي بعنصر اللورنسيوم عددها 14 تسمى بالعناصر المشعة لأن أنويتها غير ثابتة يوجد منها ثلاث عناصر فقط هي ( الثور يوم – البروتواكتنييوم – اليورانيوم ) باقي العناصر لا توجد في الطبيعة و لكنها تحضر صناعيا في المفاعلات الذرية

35. أشباه الفلزات • عناصر لها مظهر الفلزات و لكن خواصها تشبه اللافلزات • غلاف تكافؤها نصف ممتلئ تقريبا • تتحد مع الفلزات أو اللافلزات أحيانا • السالبية الكهربائية لها متوسطة • توصل الكهرباء بدرجة متوسطة و تسمى أشباه الموصلات • تستخدم في صناعة الترانزستور • تقع في وسط الجدول • البورن , السيلكون, الجرمانيوم , الزرنيخ ,, التيلوريوم أنتيمون بولونيوم و أستا تين

36. الخواص الكهربائية للعنصر • تقسم العناصر الى ثلاث أقسام • الفلزات:- عناصر المجموعة 1,2,3 ( تفقد الكترونات المستوى الخارجي – موصلة للتيار – ارتباط الكترونات الغلاف الخارجي ضعيف- تقع في يسار الجدول – تحتوي المجال الخارجي يحتوي على أقل من • نصف السعة من e عناصر( 1أ ) أنشط من( 2أ ) أنشط من ( 3أ ) أثناء التفاعل • اللافلزات : عناصر 5أ,6أ, 7أ – غير موصلة – ارتباط الكترونات الغلاف بالنواة كبير – يمين الجدول الدوري • تحتوي المجال الخارجي على أكثر من نصف السعة من الالكترونات عناصر 7أ أنشط من عناصر 6أ أنشط من عناصر 5أ في التفاعل • أشباه الفلزات :- عناصر المجموعة الرابعة – شبه موصلة ارتباط الكترونات الغلاف الخارج شديد مع انخفاض درجة الحرارة و يقل مع ارتفاع درجة الحرارة – في وسط الجدول

37. العناصر في الجدول الدوري العناصر المثالية :- عناصر جميع مستوياتها الرئيسية مكتملة ماعدا المستوى الأخير و تشمل عناصر الفئة P,S- عناصر نشطة كيميائيا العناصر الخاملة هي عناصر مستواها الأخير مكتمل بثمانية الكترونات ماعدا الهيليوم العناصر الانتقالية هي عناصر الفئة d عناصر الانتقالية الداخلية هي عناصر الفئة F وتكون هذه الأوربيتالات غير ممتلئة في الحالة الذرية أو أي حالة من حالات التأكسد مثال :- Cu ,Ag , Au عناصر انتقالية Zn , Cd , Hg عناصر غير انتقالية تنقسم الى اللانثانيدات وهي عناصر 4F, و هي عناصر أرضية نادرة الاكتنيدات ( عناصر مشعة ) 5F

38. الحجم الذري :- هو حجم المجالات الالكترونية الخارجية جهد التأين : الطاقة اللازمة لإزالة أكثر الالكترونات بعدا عن النواة في الذرة في الحالة الغازية و ينتج أيون + الألفة الإلكترونية :- الطاقة التي تنطلق نتيجة إضافة الكترون الى المجال الخارجي لذرة متعادلة في الحالة الغازية لتكون ايون سالب السالبية الكهربائية :- قابلية احدى الذرتين المرتبطتين برابطة تساهمية للاستئثار بالزوج الالكتروني الغازات الخاملة جهد تأينها مرتفع و الألفة الإلكترونية منخفضة جدا كلما قل جهد التأين زادت الخواص الكهربائية للعنصر ( لسهولة فقد الالكترون )

39. الحجم الذري • نصف قطر الأيون أقل من ذرته • كلما يزيد شحنة الأيون الموجب يقل نصف القطر • نصف قطر الأيون الموجب أقل من نصف قطر الذرة • نصف قطر الأيون السالب أكبر من نصف قطر الذرة • جهد التأين يكون كبير جدا عند كسر مستوى طاقة مكتمل • جهد التأين الثاني أكبر من جهد التأين الأول و الثالث أكبرمن الثاني • الغازات الخاملة جهد تأينها مرتفع • العناصر الخاملة الميل الإلكتروني لها ينعدم • يزيد الميل الالكتروني اذا كان الالكترون سوف يجعل المستوى الأخير مكتمل أو نصف مكتمل • الميل الالكتروني للفلور أقل من الميل الالكتروني للكلور ( على عكس ما هم متوقع لأن الميل الالكتروني يقل في المجموعة بزيادة العدد الذري ) لأن نصف قطر ذرة الفلور صغيرة و عندما يكتسب الكترون فلأنه يتأثر بقوة تنافر كبيرة مع الكترونات ذرة الفلور الأصلية • الفلور أكثر العناصر سالبيه • السالبية الكهربائية متوسط جهد التأين و الميل الإلكتروني للذرة • الميل الالكتروني مصطلح طاقة يدل على الذرة مفرده • السالبية الكهربائية تشير الى الذرة عندما ترتبط مع غيرها

40. تحديد رقم الدورة و المجموعة للعنصر التمثيلي • اكتب التوزيع الالكتروني بشكل صحيح • رقم أكبر عدد كم رئيسي = رقم المستوى • مجموع عدد الالكترونات في مجال التكافؤ ( ns , n p ) = رقم المجموعة ns2 np6 8

41. تحديد رقم الدورة و المجموعة للعنصر الانتقالي • رقم الدورة = أكبر عدد كم رئيسي في التوزيع الالكتروني رقم المجوعة مجموع الكترونات مجال التكافؤ = 10:9 مجموع الالكترونات = 8:3 عدد الكترونات في مجال التكافؤ = 11: 12 رقم المجموعة = عدد الكترونات المجالS رقم المجموعة = عدد الالكترونات مجال التكافؤ (ns,nd ) رقم المجموعة 8ب

42. أعداد الأكسدة عدد الأكسدة:- هو عدد الالكترونات التي تفقدها أو تكسبها أو تشارك بها الذرة عند الدخول في تفاعل كيميائي لتصل للتركيب الالكتروني المستقر لأقرب غاز خامد اليها

43. النظريات الذرية كرة صماء • دالتون 1800م :- • الذرة كرة صماء لا تتجزأ. • فرضيات دالتون:- • المادة تتكون من دقائق متناهية في الصغر تسمى ذرات غير قابلة للانقسام • الذرة أصغر من العنصر • ذرات العنصر الواحد متشابهة • تتفاعل الذرات بأعداد صحيحة.

44. فارادي: أثبت أن ذرات العنصر تحتوي على الكترونات سالبة الشحنة ( مرر تيار كهربي في محلول نحاس فترسب النحاس وكلما زادت الكمية الكهرباء زادت كمية انحاس المترسب) Cu++ + 2e Cu تجربة التفريغ الكهربي :- وضحت أن الالكترونات سالبة الشحنة ( أشعة المهبط ) يمكن جعل الغاز موصل للكهرباء تحت جهد كهربائي عالي - ضغط اقل من 0.01ضغط جوي أشعة المهبط هي سيل من الشحنات التي تنبعث من المهبط في خط مستقيم خواصها: - سالبة تسير في خط مستقيم تتأثر بالمجال الكهربية المغناطيسي

45. + + - _ طمسن:- 1898م شحنة الأيون شحنة جسيم أشعة المهبط = كرة صماء من الشحنات كتلة الذرة كتلة جسيم أشعة المهبط الذرة كرة صما ء من الشحنات الموجبة ينغمس بها الإلكترونات سالبة الشحنة تشبه البطيخة الذرة متعادلة كهر بائيا ( عدد الشحنات + = عدد الشحنات - ) قام طمسن بقياس نسبة الشحنة الى الكتلة لهذه الجسيمات و قارنها بنسبة الشحنة الى الكتلة للايونات وجد طمسن أن نسبة الجسيمات أكبر بألف مرة من نسبة الأيونات استنتج أن أشعة المهبط ليست أيونات ولكنها أصغر من الذرة بكثير و هي الالكترونات

46. رذر فورد 1911م ا لذره عبارة عن نواة صغيرة الحجم ثقيلة الوزن موجبة الشحنة محاطة بالكترونات سالبة الشحنة صغيرة الوزن و الحجم و شحنتها تعادل شحنة النواة الموجبة كتلة الذرة مركزة في النواة الالكترونات تدور في مدارات ثابتة الطاقة و طاقة حركة ثابتة استنتج رذر فورد الذرة معظمها فراغ ( ليست صماء ) الذرة متعادلة كهربائيا - عيوب رذر فورد افترض أن الإلكترونات تدور حول النواه في مدار دائري لم يفسر عدم سقوط الإلكترونات داخل النواة ( متعارض مع ماكسويل ) عجز عن تفسير طيف ذرة الهيدروجين سلط شعاع من أشعة ألفا على لوح من الذهب رقيق

47. نظرية بور • تدور الإلكترونات حول النواة في مدار محدد ذي طاقة معينه حسب القرب و البعد عن النواة ( مدارات دائرية ) لذلك الذرة عند بور مسطحة • لكل مدار طاقة يعبر عنها بعد كم رئيسي • الالكترون في مداره لا يشع ضوء ( مجرد جسيم مادي ) • عندما ينتقل الالكترون من مداره الى آخر يشع ضوء طاقته =الفرق في طاقتي المدارين ( تفسير طيف الهيدروجين ) • تدور الالكترونات في مدارات دائرية و تتولد قوة طاردة مركزية تعادل قوة جذب النواة للإلكترون ( تفسير عدم سقوط الالكترون في النواة ) • تثبت خطأ بور فيما بعد ( لأن الذرة ثلاثية الأبعاد ) و( الإلكترون ذو طبيعة مزدوجة )

48. اللون طيف امتصاص طيف انبعاث مستوى أقل الإسبكتروجراف جهاز لتحليل الضوء الطيف الصادر من المادة بالحرارة العالية أو الكهرباء يصدر عن المادة ( وهج, وألوان ) طيف مستمر ينتج من تسخين المادة في درجات عالية طيف خطي ينتج من تتسخين بخار المادة أو غاز في حرارة عالية و ضغط منخفض ألوان متداخلة لا يوجد بينها خطوط ملونة ومميزة حدود وفواصل لكل عنصر اهتم العلماء بدراسة الطيف الخطي لذرة الهيدروجين أبسط الذرات وفسر بور طيف ذرة الهيدروجين مستوى أعلى

49. نتائج معرفة الطيف الخطي للعناصر • معرفة مكونات النجوم • الطيف الخطي لأشعة الشمس أثبت أنه يتكون من الهيدروجين و الهليوم

50. السحابة الالكترونية • منطقة تقع حول النواة يحتمل وجود الالكترون فيها في كل الأبعاد • المجال الالكتروني :- حيز من الفراغ يحيط بالنواة يكون احتمال وجود الالكترون فيه كبير كتلة البروتون = كتلة النيترون تقريبا كتلة البروتون = 1836 مرة من كتلة الالكترون