تفاعلية العناصر مع الماء: دليل كيمياء HSC

أسئلة كيمياء HSC: تفاعلية العناصر مع الماء

ضع قطعة صغيرة من الصوديوم في الماء، وستكون سرعة التفاعل كافية لملاحظته بوضوح. أما إذا وضعت المغنيسيوم في الماء البارد، فقد يبدو للوهلة الأولى أن شيئًا لا يحدث تقريبًا. والألومنيوم أكثر إثارة للغرابة؛ إذ يبقى ساكنًا وكأنه غير متفاعل، رغم أنه فلز يمكنه فقد الإلكترونات بسهولة نسبية.

فما الذي ينبغي أن تتوقعه عند تفاعل البوتاسيوم أو الكالسيوم أو عنصر غير مألوف يقع في موضع أدنى ضمن إحدى المجموعات؟

ابدأ بهذا السؤال: عندما يتفاعل فلز مع الماء، ما الذي يجب أن يحدث لإلكتروناته تحديدًا؟

يجب أن يفقد الفلز إلكترونات. ويستقبل الماء هذه الإلكترونات، ويتكوّن غاز الهيدروجين، ويتأكسد الفلز. وعندما تفهم التفاعل على أنه عملية انتقال للإلكترونات، تصبح الاتجاهات الدورية مفيدة بدلًا من أن تكون مجرد معلومات ينبغي حفظها.

01النمط الأساسي: يجب أن تفقد الفلزات الإلكترونات

تخيّل ذرة لديها إلكترون يقع على مسافة بعيدة نسبيًا عن النواة. إذا كان نزع هذا الإلكترون سهلًا نسبيًا، فإن الذرة تكون مهيأة لبدء التفاعل مع الماء.

على سبيل المثال، يمتلك الصوديوم التوزيع الإلكتروني الآتي:

\[ \ce{Na}: 1s^2 2s^2 2p^6 3s^1 \]

الإلكترون الأخير \(3s^1\) هو إلكترون التكافؤ الوحيد للصوديوم. ويمكن للصوديوم أن يفقده ليكوّن \(\mathrm{Na}^{+}\):

\[ \ce{Na -> Na+ + e-} \]

لا يختفي الإلكترون ببساطة، بل ينتقل إلى جزيئات الماء عند حدوث التفاعل معه. والمعادلة الكلية للتفاعل هي:

\[ \ce{2Na(s) + 2H2O(l) -> 2NaOH(aq) + H2(g)} \]

يتأكسد الصوديوم، بينما يختزل الهيدروجين الموجود في الماء.

ومن الطرق المفيدة لفصل هاتين العمليتين استخدام معادلتي نصف التفاعل:

\[ \ce{2Na -> 2Na+ + 2e-} \]

\[ \ce{2H2O + 2e- -> H2 + 2OH-} \]

اجمع المعادلتين، وستحصل مجددًا على المعادلة الكلية للتفاعل.

إذن، النموذج الذهني الأول بسيط:

يميل الفلز إلى التفاعل مع الماء بسهولة أكبر عندما يستطيع فقد إلكترونات التكافؤ لديه بسهولة أكبر.

يساعدنا هذا النموذج على فهم قدر كبير من سلوك الفلزات، لكنه لا يفسّر كل شيء.

02لماذا تزداد تفاعلية فلزات المجموعة 1 نزولًا في المجموعة؟

قارن بين الليثيوم والصوديوم والبوتاسيوم:

تمتلك كل ذرة إلكترون تكافؤ واحدًا، ولذلك تميل كل منها إلى تكوين أيون شحنته \(+1\).

المعادلة العامة لتفاعلها مع الماء هي:

\[ \ce{2M(s) + 2H2O(l) -> 2MOH(aq) + H2(g)} \]

حيث يمثّل \(M\) فلزًا من المجموعة 1.

والآن توقّع: أيهما يتفاعل مع الماء بعنف أكبر، الليثيوم أم البوتاسيوم؟

قد تميل إلى اختيار الليثيوم لأنه أصغر حجمًا، وربما تعتقد أنه يستطيع «الاقتراب» من الماء أكثر. لكن هذا ليس العامل المهم هنا.

يتفاعل البوتاسيوم بعنف أكبر.

عند الانتقال نزولًا في المجموعة 1:

• تكتسب الذرات أغلفة إلكترونية إضافية مشغولة بالإلكترونات.
• يصبح إلكترون التكافؤ أبعد عن النواة.
• توفّر الإلكترونات الداخلية قدرًا أكبر من الحجب الإلكتروني.
• يضعف التجاذب بين النواة وإلكترون التكافؤ.
• تنخفض طاقة التأين الأولى عمومًا.

طاقة التأين الأولى هي الطاقة اللازمة لنزع إلكترون واحد من كل ذرة في مول واحد من الذرات الغازية.

ولأن نزع الإلكترون الخارجي من البوتاسيوم أسهل منه في الليثيوم، يمكن أكسدة البوتاسيوم بسهولة أكبر.

إذن:

\[ \text{تزداد تفاعلية عناصر المجموعة 1 مع الماء نزولًا في المجموعة.} \]

يوفّر الرسم تصورًا مفيدًا، لكن لا تفسّر الحجب الإلكتروني كما لو أن الإلكترونات الداخلية تشكّل جدارًا صلبًا. فالحجب الإلكتروني يصف كيفية تقليل الإلكترونات الأخرى للتجاذب الفعّال الذي يتعرض له الإلكترون الخارجي.

تطبيق: التنبؤ بسلوك الروبيديوم

افترض أنك لم تحفظ أي معلومات عن تفاعل الروبيديوم مع الماء.

يقع الروبيديوم أسفل البوتاسيوم في المجموعة 1. ويشغل إلكترونه الخارجي مستوى طاقة رئيسيًا أعلى، كما يتعرض لحجب كبير من الإلكترونات الداخلية.

لذلك، ينبغي أن تتوقع أن الروبيديوم يفقد إلكترونه الخارجي بسهولة كبيرة، وأن يتفاعل مع الماء بعنف أكبر من البوتاسيوم.

لم تكن بحاجة إلى حفظ معلومة منفصلة عن الروبيديوم؛ فقد مكّنك موضعه في الجدول الدوري وتوزيعه الإلكتروني من التنبؤ بسلوكه.

03تتبع المجموعة 2 اتجاهًا مشابهًا، لكن تفاعلاتها مختلفة

تمتلك فلزات المجموعة 2 إلكتروني تكافؤ.

على سبيل المثال:

\[ \ce{Mg}: [\ce{Ne}]3s^2 \]

\[ \ce{Ca}: [\ce{Ar}]4s^2 \]

تكوّن هذه الفلزات عادةً أيونات شحنتها \(2+\) بفقد إلكترونيها الخارجيين كليهما:

\[ \ce{M -> M^2+ + 2e-} \]

وبالنسبة إلى فلزات المجموعة 2 التي تتفاعل بسهولة مع الماء البارد، تكون المعادلة العامة:

\[ \ce{M(s) + 2H2O(l) -> M(OH)2 + H2(g)} \]

فالكالسيوم، مثلًا، يتفاعل مع الماء وفق المعادلة الآتية:

\[ \ce{Ca(s) + 2H2O(l) -> Ca(OH)2 + H2(g)} \]

عند الانتقال نزولًا في المجموعة 2، تصبح الإلكترونات الخارجية أبعد عن النواة وأكثر تعرضًا للحجب. وتنخفض طاقتا التأين الأولى والثانية عمومًا، مما يجعل فقد الإلكترونات أسهل.

لذلك، يكون الاتجاه العام مرة أخرى:

\[ \text{تزداد تفاعلية عناصر المجموعة 2 نزولًا في المجموعة.} \]

لكن هناك تفصيلًا مهمًا: سلوك أعلى المجموعة 2 يختلف عن سلوك أسفلها.

لا يتفاعل البيريليوم مع الماء بدرجة ملحوظة في الظروف العادية. أما المغنيسيوم، فيتفاعل ببطء شديد مع الماء البارد، رغم أنه يتفاعل بسهولة أكبر بكثير مع بخار الماء. وتتفاعل عناصر الكالسيوم والسترونشيوم والباريوم بسهولة متزايدة مع الماء البارد.

وهذا يعني أن عبارة «فلزات المجموعة 2 تتفاعل مع الماء» عبارة مبسطة أكثر من اللازم. فدرجة الحرارة وكيمياء السطح عاملان مهمان.

04يوضّح المغنيسيوم أهمية ظروف التفاعل

إذا أشارت الاتجاهات الدورية إلى أن الكالسيوم أكثر تفاعلية من المغنيسيوم، فهذا الجزء واضح ومباشر.

لكن لماذا يستطيع المغنيسيوم التفاعل مع بخار الماء، رغم أن تفاعله مع الماء البارد بطيء للغاية؟

يتفاعل المغنيسيوم مع بخار الماء وفق المعادلة الآتية:

\[ \ce{Mg(s) + H2O(g) -> MgO(s) + H2(g)} \]

تؤدي زيادة درجة الحرارة إلى منح الجسيمات المتفاعلة طاقة حركية أكبر. وبالتالي، تستطيع نسبة أكبر من التصادمات تجاوز طاقة التنشيط اللازمة للتفاعل.

وهنا يكمن تمييز مهم:

• يساعد الموضع في الجدول الدوري على التنبؤ بالميل الأساسي للعنصر إلى فقد الإلكترونات.
• تؤثر ظروف التفاعل في إمكانية حدوث التفاعل بمعدل يمكن ملاحظته.

لا تخلط بين الميل الديناميكي الحراري وسرعة التفاعل. فقد يكون التفاعل مفضّلًا من ناحية الطاقة، لكنه يظل بطيئًا بسبب ارتفاع طاقة التنشيط أو بسبب حماية السطح بطبقة واقية.

05الألومنيوم هو الاستثناء الذي يكشف محدودية النموذج المبسّط

قارن الآن بين الصوديوم والمغنيسيوم والألومنيوم عبر الدورة 3.

تنتهي توزيعاتها الإلكترونية على النحو الآتي:

\[ \ce{Na}: 3s^1 \]

\[ \ce{Mg}: 3s^2 \]

\[ \ce{Al}: 3s^2 3p^1 \]

عند الانتقال من الصوديوم إلى المغنيسيوم ثم إلى الألومنيوم، تزداد الشحنة النووية. وتقع الإلكترونات الخارجية في الغلاف الرئيسي نفسه، ولذلك لا يزداد الحجب بما يكفي لمعادلة هذا التجاذب النووي الأقوى.

قد تتوقع، بناءً على ذلك، أن يصبح فقد الإلكترونات من هذه الذرات أصعب تدريجيًا.

وهذا توقع أولي مفيد. فالصوديوم يتفاعل بسرعة مع الماء البارد، بينما يكون المغنيسيوم أقل تفاعلية بكثير معه.

ثم يأتي الألومنيوم ليُفسد هذا النمط المنتظم.

غالبًا ما يبدو أن الألومنيوم لا يتفاعل مع الماء إطلاقًا، أو لا يُظهر إلا تفاعلًا ضئيلًا، عند درجة حرارة الغرفة. وقد تستنتج أن الألومنيوم نفسه غير قادر ببساطة على التفاعل.

لكن هذا الاستنتاج خاطئ.

تغيّر طبقة الأكسيد ما تلاحظه

تتكوّن بسرعة على سطح الألومنيوم طبقة رقيقة ملتصقة من أكسيد الألومنيوم.

تفصل هذه الطبقة فلز الألومنيوم الموجود تحتها عن الماء المحيط به. ولذلك، لا يتحدد التفاعل الملحوظ بالتوزيع الإلكتروني لذرات الألومنيوم وحده، بل يتوقف أيضًا على إمكانية حدوث تماس فعلي بين المواد المتفاعلة.

تخيّل الأمر كما لو أن شخصًا مستعد للرد على رسالة، لكنه حظر رقم الشخص الآخر عن طريق الخطأ. لم تعد الرغبة في الرد هي المشكلة الأساسية، بل أصبح التواصل نفسه متعذرًا.

في هذا التشبيه:

• يمثّل فلز الألومنيوم الشخص الذي يستطيع التفاعل.
• يمثّل الماء الشخص الذي يحاول التواصل.
• تمثّل طبقة الأكسيد الحظر الذي يمنع التفاعل المباشر.

لكن التشبيه لا ينطبق تمامًا، لأن طبقة الأكسيد حاجز مادي وكيميائي صلب، وليست شخصًا يتخذ القرارات. والفكرة المفيدة ببساطة هي أن إمكانية الوصول إلى السطح قد تتحكم في التفاعلية الملحوظة.

وهذا يقودنا إلى نموذج أفضل:

يساعد التوزيع الإلكتروني والموضع في الجدول الدوري على التنبؤ بميل العنصر إلى التأكسد، لكن التفاعل الملحوظ مع الماء قد يعتمد أيضًا على طاقة التنشيط ودرجة الحرارة ووجود طبقات سطحية واقية.

وهذا أقرب بكثير إلى الفهم الكيميائي الذي تحتاج إليه فعلًا.

06لا تفرض اتجاهًا واحدًا على الجدول الدوري بأكمله

من الأخطاء الشائعة النظر إلى دورة في الجدول الدوري وافتراض أن كل عنصر يجب أن يتبع اتجاهًا منتظمًا واحدًا في «التفاعل مع الماء».

هذا لا ينجح.

والسبب هو أن الأنواع المختلفة من العناصر قد تخضع لتفاعلات كيميائية مختلفة تمامًا مع الماء.

الفلزات

يمكن للفلزات النشطة أن تنقل الإلكترونات إلى الماء، مما يؤدي إلى إنتاج غاز الهيدروجين.

على سبيل المثال:

\[ \ce{2K + 2H2O -> 2KOH + H2} \]

وكذلك:

\[ \ce{Ca + 2H2O -> Ca(OH)2 + H2} \]

الفلزات الأقل تفاعلية

لا تتفاعل فلزات كثيرة مع الماء البارد بدرجة يمكن ملاحظتها. وقد يتفاعل بعضها مع بخار الماء، بينما تقاوم فلزات أخرى التفاعل في الظروف العادية.

إن كون العنصر فلزًا لا يعني تلقائيًا أنه سيتفاعل مع الماء البارد.

اللافلزات

لا يمكن التعامل مع اللافلزات كما لو كانت نسخًا ضعيفة من فلزات المجموعة 1. فكيمياؤها تتضمن عمليات مختلفة لانتقال الإلكترونات.

ويُعد الكلور مثالًا مفيدًا. فهو يتفاعل مع الماء تفاعلًا انعكاسيًا:

\[ \ce{Cl2 + H2O <=> HCl + HClO} \]

وهذا لا يتبع نمط التفاعل نفسه الذي ينتج فيه الفلز غاز الهيدروجين وهيدروكسيد الفلز.

لذلك، عندما يُطلب منك التنبؤ بتفاعل عنصر مع الماء، اسأل أولًا عن نوع العنصر الذي تتعامل معه.

07طريقة موثوقة للتنبؤ

في أسئلة HSC، اتبع هذه الخطوات بدلًا من محاولة حفظ قائمة ضخمة من المعلومات.

1. حدّد موقع العنصر

حدّد مجموعته ودورته.

يبيّن موضع العنصر في المجموعة عدد إلكترونات التكافؤ لدى عناصر المجموعات الرئيسية، بينما تشير الدورة إلى أعلى مستوى طاقة رئيسي مشغول بالإلكترونات.

2. اكتب التوزيع الإلكتروني الخارجي أو استنتجه

على سبيل المثال:

• المجموعة 1: \(ns^1\)
• المجموعة 2: \(ns^2\)

هنا، يمثّل \(n\) مستوى الطاقة الرئيسي الذي يحتوي على إلكترونات التكافؤ.

3. حدّد التغيّر الإلكتروني المطلوب

يحتاج فلز المجموعة 1 إلى فقد إلكترون واحد.

ويحتاج فلز المجموعة 2 إلى فقد إلكترونين.

اسأل نفسك: ما مدى قوة ارتباط هذه الإلكترونات بالذرة؟

4. طبّق الاتجاهات الدورية

عند الانتقال نزولًا في المجموعة:

• يزداد نصف القطر الذري عمومًا.
• يزداد الحجب الإلكتروني.
• يضعف التجاذب بين النواة وإلكترونات التكافؤ.
• تنخفض طاقة التأين عمومًا.
• تزداد التفاعلية الفلزية عمومًا.

وعند الانتقال عبر الدورة من اليسار إلى اليمين:

• يزداد التجاذب النووي الفعّال عمومًا.
• ينخفض نصف القطر الذري عمومًا.
• تزداد طاقة التأين عمومًا.
• يصبح فقد الإلكترونات أصعب عمومًا.

5. تحقّق من العوامل المعقّدة

قبل تقديم تنبؤ نهائي، اسأل نفسك:

• هل توجد طبقة أكسيد واقية؟
• هل يتناول السؤال الماء البارد أم بخار الماء؟
• هل المادة فلز فعلًا؟
• هل يتضمن التفاعل آلية مختلفة؟

هذه الخطوة الأخيرة هي ما يمنع تحوّل اتجاه دوري بسيط إلى إجابة خاطئة تتسم بالثقة المفرطة.

09أكبر المفاهيم الخاطئة: «التفاعلية تعتمد فقط على طاقة التأين»

تُعد طاقة التأين مفيدة للغاية، لكن التعامل معها على أنها العامل الوحيد يؤدي إلى مشكلات.

لكي يحدث تفاعل بين فلز والماء، تدخل عدة تغيرات في الطاقة. يجب أن تفقد ذرات الفلز إلكترونات، وأن تُكسَر روابط كيميائية وتُكوَّن روابط أخرى، وأن تتفاعل الأيونات مع جزيئات الماء المحيطة، كما يجب أن يمر التفاعل بحالة نشطة.

ليس عليك حساب جميع هذه المساهمات في كل مرة تقارن فيها بين فلزات المجموعة 1. فالاتجاه الدوري لطاقة التأين يعطي التنبؤ العام الصحيح في هذه الحالة.

لكن ينبغي أن تتذكر حدود هذا التفسير:

يساعد انخفاض طاقة التأين على تفسير سبب سهولة فقد الإلكترونات، لكنه لا يحدّد وحده معدل كل تفاعل يمكن ملاحظته.

تُعد طبقة الأكسيد الواقية على الألومنيوم مثالًا تحذيريًا واضحًا. كما أن اختلاف سلوك المغنيسيوم اختلافًا كبيرًا بين الماء البارد وبخار الماء مثال آخر.

10مقارنة الأنماط

لاحظ أن الجدول يتضمن تفسيرات دورية وتفسيرات مرتبطة بظروف التفاعل معًا. وتعرف إجابات HSC القوية متى يلزم استخدام كل نوع منها.

11الأسئلة والحلول

السؤال 1

يوجد الليثيوم والبوتاسيوم كلاهما في المجموعة 1.

توقّع أيهما يتفاعل بعنف أكبر مع الماء، واشرح توقعك باستخدام التوزيع الإلكتروني والحجب الإلكتروني وطاقة التأين.

الحل 1

يتفاعل البوتاسيوم مع الماء بعنف أكبر من الليثيوم.

يمتلك العنصران إلكترون تكافؤ واحدًا، ويكوّنان أيونات شحنتها \(+1\) بفقد هذا الإلكترون. ويكون التوزيع الإلكتروني الخارجي لليثيوم \(2s^1\)، بينما يكون للبوتاسيوم \(4s^1\).

يمتلك البوتاسيوم أغلفة إلكترونية مشغولة أكثر. ويكون إلكترون تكافؤه أبعد عن النواة، كما يتعرض لحجب أكبر من الإلكترونات الداخلية. ولذلك، يكون التجاذب الكهروستاتيكي بين النواة والإلكترون الخارجي أضعف.

ونتيجة لذلك، يمتلك البوتاسيوم طاقة تأين أولى أقل، ويمكن أكسدته بسهولة أكبر.

يتبع كلا التفاعلين النمط العام الآتي:

\[ \ce{2M + 2H2O -> 2MOH + H2} \]

لكن البوتاسيوم يتفاعل بعنف أكبر لأن نزع إلكترون تكافؤه أسهل.

يكمن الخطأ في الاكتفاء بالقول إن البوتاسيوم «أكبر حجمًا». فنصف القطر الذري مهم لأنه يسهم في إضعاف التجاذب المؤثر في الإلكترون الخارجي. أما تفسير التفاعل من خلال فقد الإلكترون، فهو الجزء الأهم.

السؤال 2

يدّعي أحد الطلاب ما يأتي:

«المغنيسيوم والكالسيوم كلاهما فلزان من المجموعة 2، ولذلك ينبغي أن يتفاعلا مع الماء البارد بالمعدل نفسه تقريبًا، لأن كليهما يمتلك إلكتروني تكافؤ».

اشرح لماذا هذا الادعاء غير صحيح.

الحل 2

الادعاء غير صحيح، لأن امتلاك العدد نفسه من إلكترونات التكافؤ لا يعني أن هذه الإلكترونات مرتبطة بالذرة بالقوة نفسها. يتفاعل الكالسيوم مع الماء البارد بسهولة أكبر من المغنيسيوم.

يمتلك المغنيسيوم التوزيع الإلكتروني الخارجي \(3s^2\)، بينما يمتلك الكالسيوم \(4s^2\).

لدى الكالسيوم غلاف إلكتروني مشغول إضافي، ولذلك تكون إلكترونات تكافؤه أبعد عن النواة وأكثر تعرضًا للحجب. ونتيجة لذلك، يكون التجاذب بين النواة وهذه الإلكترونات أضعف.

تكون طاقتا التأين الأولى والثانية للكالسيوم أقل من نظيرتيهما للمغنيسيوم، مما يجعل تكوين \(\mathrm{Ca}^{2+}\) أسهل.

يتفاعل الكالسيوم مع الماء البارد وفق المعادلة الآتية:

\[ \ce{Ca + 2H2O -> Ca(OH)2 + H2} \]

أما المغنيسيوم، فيتفاعل ببطء شديد فقط مع الماء البارد في الظروف العادية، رغم أنه يتفاعل بسهولة أكبر مع بخار الماء.

يكمن المفهوم الخاطئ في التعامل مع عدد إلكترونات التكافؤ على أنه المتغير الوحيد. فالموضع نزولًا في المجموعة يغيّر قوة ارتباط هذه الإلكترونات بالذرة.

السؤال 3

يمتلك العنصر A التوزيع الإلكتروني الخارجي \(3s^1\)، بينما يمتلك العنصر B التوزيع الإلكتروني الخارجي \(4s^1\).

يُضاف كل عنصر على حدة إلى الماء في ظروف متماثلة.

توقّع أي العنصرين يتفاعل بعنف أكبر. ثم اشرح لماذا تؤدي المقارنة بين شحنتيهما النوويتين فقط إلى تنبؤ خاطئ.

الحل 3

يُتوقع أن يتفاعل العنصر B مع الماء بعنف أكبر.

كلا العنصرين من فلزات المجموعة 1، لأن لكل منهما توزيعًا إلكترونيًا خارجيًا من النوع \(ns^1\). ويقع إلكترون التكافؤ في العنصر A ضمن مستوى الطاقة الرئيسي الثالث، بينما يقع في العنصر B ضمن المستوى الرابع.

يمتلك B بالفعل شحنة نووية أكبر. ولو كانت الشحنة النووية هي العامل الوحيد، لأمكنك توقع أن يكون ارتباط إلكترونه الخارجي أقوى.

لكن B يمتلك أيضًا غلافًا إلكترونيًا مشغولًا إضافيًا. ولذلك، يكون إلكترونه الخارجي أبعد عن النواة ومحجوبًا بواسطة عدد أكبر من الإلكترونات الداخلية. وتتغلب هذه التأثيرات على الزيادة في الشحنة النووية بالنسبة إلى إلكترون التكافؤ.

وبالتالي، تنخفض طاقة التأين الأولى نزولًا في المجموعة 1، مما يجعل نزع الإلكترون الخارجي من B أسهل.

تأخذ التفاعلات الشكل العام الآتي:

\[ \ce{2M + 2H2O -> 2MOH + H2} \]

ويُتوقع أن يتفاعل العنصر B بعنف أكبر، لأن أكسدته تتطلب طاقة أقل لنزع إلكترون التكافؤ.

يكمن الخطأ في مقارنة الشحنة النووية دون أخذ المسافة والحجب الإلكتروني في الحسبان.

السؤال 4

قطعة نظيفة من الفلز Q لها التوزيع الإلكتروني \([\ce{Ne}]3s^2 3p^1\).

يتوقع أحد الطلاب أن يتفاعل Q بسهولة مع الماء لأنه فلز ويمكنه فقد إلكترونات التكافؤ الثلاثة. لكن التجربة تُظهر أن التفاعل المرئي ضئيل عند درجة حرارة الغرفة.

حدّد العنصر Q واشرح لماذا لا تثبت هذه الملاحظة أن الاتجاهات الدورية قد أخفقت.

الحل 4

العنصر Q هو الألومنيوم، ويُفسَّر ضعف التفاعل المرئي أساسًا بطبقة أكسيد الألومنيوم الواقية على سطحه، لا بعجز ذرات الألومنيوم عن التأكسد.

يحتوي التوزيع الإلكتروني

\[ [\ce{Ne}]3s^2 3p^1 \]

على 13 إلكترونًا، ولذلك فإن Q هو الألومنيوم.

يمكن للألومنيوم أن يفقد إلكترونات التكافؤ الثلاثة ليكوّن \(\mathrm{Al}^{3+}\). لكن الألومنيوم المكشوف يُكوّن بسرعة طبقة أكسيد رقيقة وملتصقة على سطحه.

تقلل طبقة الأكسيد هذه من التلامس المباشر بين فلز الألومنيوم والماء. ولذلك، قد يكون معدل التفاعل الملحوظ منخفضًا للغاية، رغم قدرة الألومنيوم على التأكسد.

ولا يعني ذلك أن الاتجاهات الدورية عديمة الفائدة. فهي تصف عوامل مثل نصف القطر الذري والحجب الإلكتروني وطاقة التأين، التي تؤثر في فقد الإلكترونات. لكنها لا تأخذ تلقائيًا في الحسبان الحواجز السطحية أو طاقة التنشيط.

كان الافتراض الخفي لدى الطالب هو أن الماء يستطيع الوصول بحرية إلى فلز الألومنيوم العاري.

السؤال 5

يوجد فلزان مجهولان من عناصر المجموعات الرئيسية، R وS، في المجموعة نفسها.

يقع R في الدورة 3، بينما يقع S في الدورة 5. ويكوّن كلاهما أيونات شحنتها \(2+\).

يقول أحد الطلاب إن S ينبغي أن يكون أقل تفاعلية لأن نواته تحتوي على عدد أكبر من البروتونات، ولذلك تجذب الإلكترونات بقوة أكبر.

قيّم استدلال الطالب وتوقّع أي الفلزين يتفاعل بسهولة أكبر مع الماء، بافتراض أن أيًا منهما لا يكوّن طبقة واقية.

الحل 5

يُتوقع عمومًا أن يتفاعل S مع الماء بسهولة أكبر، واستدلال الطالب غير مكتمل لأنه يتجاهل نصف القطر الذري والحجب الإلكتروني.

بما أن كلا الفلزين يكوّن أيونات شحنتها \(2+\)، وينتميان إلى المجموعة الرئيسية نفسها، فإن سلوكهما يتوافق مع سلوك عناصر المجموعة 2.

تقع إلكترونات التكافؤ في R ضمن مستوى الطاقة الرئيسي الثالث، بينما تقع إلكترونات التكافؤ في S ضمن المستوى الخامس.

يمتلك S عددًا أكبر من البروتونات بالفعل، لكنه يمتلك أيضًا عددًا أكبر من الأغلفة الإلكترونية المشغولة. ولذلك، تكون إلكترونات تكافؤه أبعد عن النواة وأكثر تعرضًا للحجب من الإلكترونات الداخلية.

وبالتالي، ينخفض التجاذب الفعّال الذي تتعرض له الإلكترونات الخارجية بدرجة كافية نزولًا في المجموعة، بحيث تنخفض طاقتا التأين الأولى والثانية إجمالًا.

لذلك، يستطيع S فقد إلكتروني تكافؤه بسهولة أكبر.

وبالنسبة إلى فلز من المجموعة 2 يتفاعل مع الماء البارد، يكون التفاعل العام:

\[ \ce{M + 2H2O -> M(OH)2 + H2} \]

يتضمن استدلال الطالب عاملًا حقيقيًا، وهو زيادة الشحنة النووية، لكنه يتعامل معه بمعزل عن العوامل الأخرى. وتتطلب التنبؤات الدورية النظر إلى الشحنة النووية والحجب الإلكتروني والمسافة معًا.

السؤال 6

يقع الفلز T أسفل المغنيسيوم في المجموعة 2، ويتفاعل بسهولة مع الماء البارد.

أما الفلز U، فيقع إلى يمين المغنيسيوم في الدورة نفسها، ويبدو أنه لا يتفاعل مع الماء عند درجة حرارة الغرفة.

يستنتج أحد الطلاب ما يأتي:

«لا بد أن تكون طاقة التأين للفلز T أقل من طاقة التأين للفلز U، ولذلك تفسّر طاقة التأين الملاحظتين تفسيرًا كاملًا».

اشرح ما يمكن استنتاجه بصورة معقولة من موضعي العنصرين في الجدول الدوري، وحدّد لماذا يتجاوز استنتاج الطالب ما تسمح به الأدلة.

الحل 6

من المعقول التنبؤ بأن T يفقد إلكترونات تكافؤه بسهولة أكبر من المغنيسيوم، لكن طاقة التأين وحدها لا تستطيع تفسير التفاعلات الملحوظة لكل من T وU تفسيرًا كاملًا.

تؤدي الحركة نزولًا في المجموعة 2 إلى زيادة نصف القطر الذري والحجب الإلكتروني. وتصبح الإلكترونات الخارجية أقل ارتباطًا بالنواة، ولذلك تنخفض طاقات التأين عمومًا. وهذا يدعم التنبؤ بأن T يمكن أن يتأكسد بسهولة أكبر، وقد يتفاعل مع الماء البارد بدرجة أكبر من المغنيسيوم.

أما الانتقال إلى اليمين عبر الدورة، فيؤدي عمومًا إلى زيادة التجاذب النووي الفعّال ويجعل نزع الإلكترونات أقل ملاءمة. ويساعد ذلك أيضًا على تفسير سبب ميل فلز مجاور إلى مقاومة فقد الإلكترونات بدرجة أكبر.

لكن معدل التفاعل الملحوظ مع الماء يعتمد على عوامل تتجاوز طاقات التأين للذرات المنفردة. فقد يعتمد أيضًا على:

• طاقة التنشيط.
• الحالة الفيزيائية للماء ودرجة حرارته.
• بنية نواتج التفاعل واستقرارها.
• وجود طبقات أكسيد واقية على سطح الفلز.
• إمكانية وصول الماء إلى الفلز الموجود تحت السطح.

فإذا كان U هو الألومنيوم، على سبيل المثال، فقد تؤدي طبقة الأكسيد إلى تثبيط التفاعل المرئي مع الماء بدرجة كبيرة.

يتمثل الخطأ الأساسي لدى الطالب في تحويل اتجاه مفيد إلى تفسير شامل. تساعد طاقة التأين على التنبؤ بفقد الإلكترونات، لكن التفاعلية الملحوظة تنتج عن العملية الكيميائية بأكملها.

12ما الذي يمكنك التنبؤ به بعد ذلك؟

يمتد الاستدلال نفسه إلى ما هو أبعد بكثير من التفاعلات مع الماء.

بمجرد أن تتمكن من الربط بين التوزيع الإلكتروني وفقد الإلكترونات، ستستطيع تفسير سبب تغيّر التفاعلية الفلزية نزولًا في المجموعة، وسبب اتباع طاقة التأين اتجاهات دورية، وسبب كون بعض الفلزات عوامل اختزال أقوى بكثير من غيرها.

والخطوة المفيدة التالية هي ربط هذه الأفكار بـ تفاعلات الأكسدة والاختزال وجهود الاختزال القياسية. يمنحك الموضع في الجدول الدوري تفسيرًا على المستوى الذري لسبب احتمال ملاءمة انتقال الإلكترونات. أما البيانات الكهروكيميائية، فتوفّر طريقة أكثر دقة لمقارنة مدى ميل الأنواع المختلفة إلى اكتساب الإلكترونات أو فقدها.