[size=24]
السلام عليكم ورحمة الله وبركاته
كل عام وابنائي الطلبة بخير وتمنياتي لهم بعام دراسي سعيد موفق حافلا بالنجاح والتميز
ويسعدني انا اقدم لكم موضوع هام وهو عن تركيب الذرة
اتمني لكم الافادة :
الذرة هي أصغر جزء من العنصر الكيميائي الذي يحتفظ بالخصائص الكيميائية لذلك العنصر. يرجع أصل الكلمة الإنجليزية (بالإنجليزية: Atom) إلى الكلمة الإغريقية أتوموس، وتعني غير القابل للانقسام؛ إذ كان يعتقد أنه ليس ثمة ما هو أصغر من الذرة. تتكون الذرة من سحابة من الشحنات السالبة (الإلكترونات) تحوم حول نواة موجبة الشحنة صغيرة جدا في الوسط. تتكون النواة الموجبة هذه من بروتونات موجبة الشحنة، ونيوترونات متعادلة. الذرة هي أصغر جزء من العنصر يمكن أن يتميز به عن بقية العناصر؛ إذ كلما غصنا أكثر في المادة لنلاقي البنى الأصغر لن يعود هناك فرق بين عنصر وآخر. فمثلاً، لا فرق بين بروتون في ذرة حديد وبروتون آخر في ذرة يورانيوم مثلاً، أو ذرة أي عنصر آخر. الذرة، بما تحمله من خصائص؛ عدد بروتوناتها، كتلتها، توزيعها الإلكتروني...، تصنع الفروقات بين العناصر المختلفة، وبين الصور المختلفة للعنصر نفسه (المسماة بالنظائر)، وحتى بين كون هذا العنصر قادراً على خوض تفاعل كيميائي ما أم لا. ظل تركيب الذرة وما يجري في هذا العالم البالغ الصغر، ظل وما زال يشغل العلماء ويدفعهم إلى اكتشاف المزيد. ومن هنا أخذت تظهر فروع جديدة في العلم حاملة معها مبادئها ونظرياتها الخاصة بها، بدءاً بمبدأ عدم التأكد (اللاثقة)، مروراً بنظريات التوحيد الكبرى، وانتهاءً بنظرية الأوتار الفائقة.
[ندعوك للتسجيل في المنتدى أو التعريف بنفسك لمعاينة هذه الصورة]شكل ذرة الهيليوم
وتظهر فيها النواة وفيها 2 بروتون
باللون الأحمر، و 2 نيترون باللون الأخضر ،
وسحابة تمثل ،,,,,توقع مكان 2 إلكترون
وتظهر فيها النواة وفيها 2 بروتون
باللون الأحمر، و 2 نيترون باللون الأخضر ،
وسحابة تمثل ،,,,,توقع مكان 2 إلكترون
النظرية الذرية
لذرة هي أصغر جزء من العنصر الكيميائي الذي يحتفظ بالخصائص الكيميائية لذلك العنصر. يرجع أصل الكلمة الإنجليزية (بالإنجليزية: Atom) إلى الكلمة الإغريقية أتوموس، وتعني غير القابل للانقسام؛ إذ كان يعتقد أنه ليس ثمة ما هو أصغر من الذرة. تتكون الذرة من سحابة من الشحنات السالبة (الإلكترونات) تحوم حول نواة موجبة الشحنة صغيرة جدا في الوسط. تتكون النواة الموجبة هذه من بروتونات موجبة الشحنة، ونيوترونات متعادلة. الذرة هي أصغر جزء من العنصر يمكن أن يتميز به عن بقية العناصر؛ إذ كلما غصنا أكثر في المادة لنلاقي البنى الأصغر لن يعود هناك فرق بين عنصر وآخر. فمثلاً، لا فرق بين بروتون في ذرة حديد وبروتون آخر في ذرة يورانيوم مثلاً، أو ذرة أي عنصر آخر. الذرة، بما تحمله من خصائص؛ عدد بروتوناتها، كتلتها، توزيعها الإلكتروني...، تصنع الفروقات بين العناصر المختلفة، وبين الصور المختلفة للعنصر نفسه (المسماة بالنظائر)، وحتى بين كون هذا العنصر قادراً على خوض تفاعل كيميائي ما أم لا. ظل تركيب الذرة وما يجري في هذا العالم البالغ الصغر، ظل وما زال يشغل العلماء ويدفعهم إلى اكتشاف المزيد. ومن هنا أخذت تظهر فروع جديدة في العلم حاملة معها مبادئها ونظرياتها الخاصة بها، بدءاً بمبدأ عدم التأكد (اللاثقة)، مروراً بنظريات التوحيد الكبرى، وانتهاءً بنظرية الأوتار الفائقة.
ذرة [ندعوك للتسجيل في المنتدى أو التعريف بنفسك لمعاينة هذه الصورة]شكل ذرة الهيليوم
وتظهر فيها النواة وفيها 2 بروتون
باللون الأحمر، و 2 نيترون باللون الأخضر ،
وسحابة تمثل ،,,,,توقع مكان 2 إلكترون
ذرة [ندعوك للتسجيل في المنتدى أو التعريف بنفسك لمعاينة هذه الصورة]شكل ذرة الهيليوم
وتظهر فيها النواة وفيها 2 بروتون
باللون الأحمر، و 2 نيترون باللون الأخضر ،
وسحابة تمثل ،,,,,توقع مكان 2 إلكترون
النظرية الذرية
لنظرية الذرية تهتم بدراسة طبيعة المادة، وتنص على أن كل المواد تتكون من ذرات.
نظرية دالتون : تضمنت هذه النظرية عدة فرضيات أهمها أنّ المادة تتكون من دقائق صغيرة جداً غير قابلة للأنقسام تسمى ذرات.
نظرية دالتون : تضمنت هذه النظرية عدة فرضيات أهمها أنّ المادة تتكون من دقائق صغيرة جداً غير قابلة للأنقسام تسمى ذرات.
تركيب [b]الذرة[/b]
أكثر النظريات التي لاقت قبولا لتفسير تركيب الذرة هي النظرية الموجية للإلكترون. وهذا التصور مبني على تصور بوهر مع الأخذ في الاعتبار الاكتشافات الحديثة والتطويرات في ميكانيكا الكم.
و التي تنص على :
- تتكون الذرة من جسيمات تحت ذرية (البروتونات ،الإلكترونات) ،النيوترونات.
- مع العلم بأن معظم حجم الذرة يحتوى على فراغ.
- في مركز الذرة توجد نواة موجبة الشحنة تتكون من البروتونات ،النيوترونات (ويعرف البروتون والنيوترون بأنهم نوكليونات).
- النواة أصغر 100,000 مرة من الذرة. فلو أننا تخيلنا أن الذرة بإتساع مطار هيثرو فإن النواة ستكون في حجم كرة الجولف.
دالة الطول الموجي للمدار الإلكترونى للهيدروجين. عدد الكم الرئيسي على اليمين من كل صف وعدد الكم المغزلي موضح موجود على هيئة حرف في أعلى كل عمود
- معظم الفراغ الذري تشغله مدارات تحتوى على الإلكترونات في توزيع إلكترونى محدد.
- كل مدار من نوع s يمكن أن يتسع لعدد 2 إلكترون، محكومين بأربعة أرقام للكم، عدد الكم الرئيسي، عدد الكم الثانوي، عدد الكم المغناطيسي، وعدد الكم المغزلي.
- كل إلكترون في أي من المدارات له قيمة واحدة لعدد الكم الرابع والذي يسمى عدد كم مغزلي وقيمته إما s=+1/2 (متجه إلى أعلى) أو s=-1/2 (متجه إلى أسفل) (يتأثر بمجال مغناطيسي خارجي ، انظر تأثير زيمان).
- المدارات ليست ثابتة ومحددة في الاتجاه وإنما هي مناطق حول النواة تمثل احتمال تواجد 2 إلكترون لهم نفس الثلاث أعداد الأولى للكم، وتكون آخر حدود هذا المدار هي المناطق التي يقل تواجد الإلكترون فيها عن 90 %.
- عند انضمام الإلكترون إلى الذرة فإنه يشغل أقل مستويات الطاقة، والذي تكون المدارات فيه قريبة للنواة (مستوى الطاقة الأول). وتكون الإلكترونات الموجودة في المدارات الخارجية (مدار التكافؤ) هي المسئولة عن الترابط بين الذرات. لمزيد من التفاصيل راجع "التكافؤ والترابط"
مراحل اكتشاف بناء [b]الذرة[/b]
حتي نهاية القرن التاسع عشر كان الاعتقاد سائدا بأن الذرة هي جسم صغير للعنصر لا ينقسم. وباكتشاف الإلكترون من العالم الإنجليزي تومسون في عام 1897 عن طريق تجربته الشهيرة بتجربة نقطة الزيت، انفتح الطريق لاكتشافات أكبر من ذلك استغرقت نحو 35 عام حتي استطاع العلماء فك آخر أسرار الذرة حوالي عام 1930. وبعدها بدء العلماء تكريس اهتمامهم لدراسة وتفسير بناء نواة الذرة نفسها.
- بعد اكتشاف تومسون للإلكترون عرف أنه يحمل شحنة كهربية سالبة. ثم خلفه العالم الإيرلندي إرنست رذرفورد الذي صوب في عام 1911 وابل من أشعة ألفا خلال شريحة رقيقة من الذهب، والمعروف أن أشعة ألفا تحمل شحنة كهربية موجبة، فلاحظ رزرفورد انحراف بعض أشعة ألفا عند تخللها الشريحة إنحرافا ً شديدا ً. وفسر ذلك بحدوث اصتدامات بين أشعة ألفا بمركز ثقيل في ذرة الذهب. وبما أن الإلكترونات التي في الذرة بوزنها الخفيف لا تستطيع التسبب في هذا الانحراف الكبير، فلا بد وان تكون الشحنة الموجبة في الذرة متمركزة في النواة، وأن الإلكترونات تدور حولها، مثلما يحدث بالنسبة لدوران الكواكب حول الشمس. ولكن لم يستطع رزرفورد تفسير عدم انهيار الإلكترونات علي النواة طبقا لقانون التجاذب الكهرومعناطيسي حيث أن الإلكترونات سالبة الشحنة والنواة شحنتها موجبة.
- وجاء العالم الدنمركي نيلز بوهر في عام 1913 وافترض أن الإلكترونات لا بد وأن تتخذ حالات معينة حول النواة لا تفقد فيها طاقتها، وسمى تلك الحالة بالحالة الأرضية للإلكترون. وافترض انه عند إثارة الذرة بالحرارة العالية مثلا، فإن الإلكترون ينتقل من الحالة الأرضية إلى حالة أعلى من الطاقة، وعند قفزته وعودته إلى الحالة الأرضية فإنه يـُطلق فارق الطاقة التي يحملها على هيئة فوتون أي شعاع ضوئي ذو تردد محدد.
- ولتفسير النظام المتتالي للعناصر طبقاً للجدول الدوري حيث يتزايد عدد الإلكترونات في الذرة بتزايد العدد الذري، إقترح العالم الكيميائي الأمريكي لانجموير عام 1919 تواجد الإلكترونات في مجموعات حول النواة في أغلفة متطابقة فوق بعضها حول النواة. وبملاحظة أن بعض العناصر لا يتفاعل كيميائيا ً، وجدأن تلك العناصر الخاملة تتميز باحتوائها على أعداد مميزة من الإلكترونات، مثل الهيليوم ويحتوي على 2 من الإلكترونات، والنيون ويحتوي على عدد 10 إلكترزنات، والأرجون يحتوي على عدد 18 من الإلكترونات، تم يتلوهم في الجدول الدوري غاز الكريبتون وهو يحتوي على 32 من الإلكترونات. فأبدى برأيه بأنه ليست جميع الإلكترونات الموجودة في الذرة تشترك في التفاعل الكيميائي ،وان إلكترونات معينة تشترك في التفاعل الكيميائي وسمى هذه إلكترونات التكافؤ.
- حوالي عام 1920 صنف العلماء الإلكترونات الموجودة في الذرة إلي مجموعات تتناسب مع خطوط الطيف التي يحصلون عليها للعناصر المختلفة، والتي يميزون خطوطها بالأصناف s, p, d, f. وتوصلوا إلي خصيصة أن الإلكترونات التي تشغل أعلى مستوى للطاقة في الذرة تشكل مجموعة إلكترونات التكافؤ وأن تكون هذه موجودة في الأغلفة الخارجية. وأن الإلكترونات التي تملأ الأغلفة الداخلية في الذرة لها طاقة أقل من إلكترونات الموجودة في الغلاف الأعلي، مما يجعل مثلاإلكترونات المدار 3d لها طاقة أعلى من طاقة المدار 4s، ولهذا فهي تشترك في التفاعل الكيميائي، وأما إلكترونات المدار 4s فلا تشترك.
- لم تستطع أي نظرية كلاسيكية تفسير توزيع خطوط الطيف للعناصر المختلفة، وأصبح واضحا ً للعلماء في أوائل العشرينيات أن
رياضة بحتة جديدة يجب ابتكارها، وان تأ خذ تلك الرياضة الجديدة خاصية مثنوية موجة-جسيم للإلكترون في الاعتبار. وخلال الأعوام 1923 - 1926 نجح العالم الألماني هيزنبرج والعالم النمساوي شرودنجر كل على حدة، في ابتكار طريقتين رياضيتين جديدتين على أساس الطبيعة الموجية للإلكترون. واعتمد هيزنبرج على حساب المصفوفات، وأما شرودنجر فاعتمدت طريقته على الميكانيكا الموجية، وسميت هاتان الطريقتان ميكانيكا الكم.
- من خلال أعمال هيزنبرج وشرودنجر وضح أهمية إدخال عدد كم ثانوي (أو السمتي)l إلى جانب عدد الكم الرئيسي n، كعددان يحددان الطاقة الكمومية لكل إلكترون في الذرة. فعدد الكم الرئيسي n يحدد عددالإلكترونات الكلي في الذرة بحسب العلاقة
2n2، أي أن الغلاف n=1 يحتوي على 2 إلكترون، والغلاف n=2 على 8 إلكترونات، والغلاف n=3 يحتوي على 18 إلكترون، وهكذا. ويرتبط عدد الكم الثانوي l بعدد الكم الرئيسي n بالعلاقة l=0, 1, 2 ,.. <n-1. وهو يشكل ما يسمى تحت الأغلفة أو المدارات، ويحدد عدد الإلكترونات في كل مدار بالعلاقة 2(2l+1).
- وتبلور خلال عام 1929 النموذج المداري للذرة كالآتي :
l=0 ويسمى مدار s ويمكن أن يحتوي على 2 إلكترون.
l=1 ويسمى مدار p ويمكن أن يحتوي على 6 إلكترونات (الغلاف الثاني وأعلاه)
l=2 ويسمى مدار d ويمكن أن يحتوي على 10 إلكترونات (الغلاف الثالث وأعلاه)
l=3 ويسمى مدار f ويمكن أن يحتوي على 14 إلكترون (الغلاف الرابع وأعلاه) وهكذا.
- بذلك تمكن العلماء من تفسير البناء الذري للعناصر من الخفيف إلى الثقيل كالآتي:
الهيدروجين: عدد الإلكترونات 1 ويشغل المدار 1s1
الهيليوم : عدد الإلكترونات 2 ويشغلان المدار 1s2
الليثيوم : عدد الإلكترونات 3 ويشغلون المدارين 1s2 2s1
البريليوم : عدد الإلكترونات 4 ويشغلون المدارين 1s2 2s2
البورون : عدد الإلكترونات 5 ويشغلون المدارات 1s2 2s2 2p1، النيون : عدد الإلكترونات 10 ويشغلون المدارات 1s2 2s2 2p6 وهكذا.
ويلاحظ أن العناصر الخاملة مثل الهيليوم والنيون تتميز بأغلفة ممتلئة تماما ً، الهيليوم وله الغلاف الأول ممتلئ ب 2 إلكترون والنيون له غلافين ،الأول ممتلئ ب 2 إلكترون والغلاف الثاني ممتلئ ب 2 + 6 إلكترونات، وهذا سر خمولها.
العنصر التالي للنيون هو الصوديوم وله 11 إلكترون، تتوزع فيه الإلكترونات العشرة الأولى بالضبط كما في النيون، أما الإلكترون رقم 11 فيشغل المدار 3s1 ولهذا نجد أن الصوديوم ذو نشاط كيميائي كبير، وإلكترونه رقم 11 هو إلكترون تكافؤ.
- ومع كل هذا النجاح استلزم التحليل الدقيق لأطياف العناصر إدخال عددين كموميين آخرين، لهما شأن أيضا ولو ضئيل في تحديد الطاقة الكمومية لكل إلكترون في الذرة، وهما :
عدد الكم المغناطيسي ml وهو يأخذ القيم من l إلي l-، وعدد الكم المغزلي ms وهو يأخذ القيم 2/1 أو 2/1-.
وقد اضطر العلماء إدخال هذان العددين الكمومين لتفسير ظاهرة انقسام خطوط الطيف تحت تأثير مجال مغناطيسي خارجي وهذا التأثير يـُعرف بتأثير زيمان والذي اكتشفه العالم الهولندي زيمان، كما تنشق أيضا ً خطوط الطيف تحت تأثير مجال كهربائي خارجي، وهذا التأثير اكتشقه العالم الألماني شتارك ويسمى باسمه تأثير شتارك، وأمكن بذلك تحديد حالة وطاقة كل إلكترون في الذرة بأربعة أعداد كمومية هي : n, l, ml، ms
بدقة كاملة. وهذا مطابق تماماً مع مبدأ استبعاد باولي الذي صاغه العالم النمساوي ولفجانج باولي عام 1925، ذلك المبدأ الذي ينص على أن جسمين كموميين مثل الإلكترون، لا يصح لهما أن يحتلا نفس الحالة الكمومية في الذرة. ونجد أن الإكترونان في ذرة الهيليوم مثلا يشغلان المدار 1s2 ولهما نفس الطاقة الكمومية ولكن يتخذ أحد الإلكترونين الحالة المغزلية 2/1 = ms، ويتخذ الإلكترون الثاني الحالة المغزلية 2/1- = ms.
- ينطبق مبدأ باولي علي جميع الجسيمات الأساسية ذات العدد الكموي 2/1 = ms، مثل الإلكترون والبروتون والنيوترون، وغيرها.
[ندعوك للتسجيل في المنتدى أو التعريف بنفسك لمعاينة هذه الصورة]
- هذه الصورة توضخ نموذج ذرة الهيدروجين الذي إقترحه بوهر. الإلكترون يدور في مدار حول النواة
و يمكن أن يغير مداره من الداخل إلى أعلى عندما يكتسب طاقة من الخارج. ويطرد هذه الطاقة المكتسبة على هيئة فوتون ((كمومي))، أي على هيئة شعاع ذو تردد محدد وبالتالى طاقة محددة، عندما يقفز الإلكترون من مستوى طاقة المدار العلوي إلى مستوي طاقة مدار سفلى، كما في الشكل.
- هذا هو طيف غاز الهيدروجين المثار عند درجة حرارة عالية كما حصل عليه العالم الدنمركي لايمن أواخر القرن التاسع عشر. ولاحظ أن خطوط الطيف منفصلة عن بعضها، وكل خط منها (أي شعاع ضوء فوتون) يتميز بطول موجة محددة
حجم [b]الذرة
لا يمكن تحديد حجم الذرة بسهولة حيث أن المدارات الإلكترونية ليست ثابتة ويتغير حجمها بدوران الإلكترون فيها. ولكن بالنسبة للذرات التي تكون في شكل بلـّورات صلبة، يمكن تحديد المسافة بين نواتين متجاورتين وبالتالى يمكن عمل حساب تقديري لحجم الذرة. والذرات التي لا تشكل بلـّورات صلبة يتم استخدام تقنيات أخرى تتضمن حسابات تقديرية. فمثلا حجم ذرة الهيدروجين تم حسابها تقريبيا على أنه 1.2× 10−10 م. بالمقارنة بحجم البروتون وهو الجسيم الوحيد في نواة ذرة الهيدروجين 0.87× 10−15 م. وعلى هذا فإن النسبة بين حجم ذرة الهيدروجين وحجم نواتها تقريبا 100,000.وتتغير أحجام ذرات العناصر المختلفة، ويرجع ذلك لأن العناصر التي لها شحنات موجبة أكبر في نواتها تقوم بجذب إلكترونات بقوة أكبر ناحية النواة.
[عدل] العناصر والنظائر
كل عنصر، بمعنى ذرة كل عنصر، يحمل عدداً خاصاً به من البروتونات (يعرف بالعدد الذري)، وهذا العدد من البروتونات لا يشاركه به غيره من العناصر؛ فعنصر الصوديوم مثلاً يحمل أحد عشر بروتوناً، وفي حال قابلت عنصراً ما يحمل أحد عشر بروتوناً فكن على ثقة أنك أمام عنصر الصوديوم أو على الأقل أمام إحدى صوره.و تتشارك الذرات التي لها نفس العدد الذري في صفات فيزيائية كثيرة، وتتبع نفس السلوك في التفاعلات الكيميائية. ويتم ترتيب الأنواع المختلفة من العناصر في الجدول الدوري طبقا للزيادة في العدد الذري.
الكتلة الذرية بمفهومها البسيط هي مجموع كتل المكونات التي تحتويها الذرة؛ فهي تمثل مجموع كتل البروتونات والنيوترونات وكذلك الإلكترونات، لكن لأن كتلة الإلكترونات ضئيلة جداً فإنها تهمل، ويؤخذ بمجموع كتل البروتونات والنيوترونات.(من أجل تعريف الكتلة الذرية للعنصر انظر أدناه). تقاس الكتلة الذرية بوحدة الكتل الذرية amu (و.ك.ذ)، حيث تساوي كتلة البروتون 1 و.ك.ذ تقريباً، وكذا كتلة النيوترون. وبهذا بإمكاننا أن نقدر الكتلة الذرية لعنصر ما من خلال معرفتنا بعدد البروتونات (Z) وعدد النيوترونات (N) التي يتكون منها، وبمعرفة أن كتلة كل واحد من هذه الجسيمات النووية (النيوكليونات) تساوي وحدة كتلية ذرية واحدة، فإن كتلة الذرة تساوي مجموع أعداد البروتونات والنيوترونات مقدراً بوحدة الكتل الذرية.
مجموع أعداد البروتونات والنيوترونات يساوي عدد الكتلة (A). وهنا يمكننا أن نكتب العلاقة التالية: A = Z + N، حيث Z تشير إلى العدد الذري و N إلى عدد النيوترونات. قد يتواجد عنصر ما بصور مختلفة تسمى بالنظائر، إذ أنّ لكل نظير منها العدد الذري نفسه (أي أنها تمثل نفس العنصر)، لكنها تتفاوت في كتلها الذرية انطلاقا من الاختلاف في عدد النيوترونات فيما بينها. ولتمييز تلك النظائر فإنه يتم كتابة اسم العنصر متبوعامن 1 بروتون أيضا. ويكون الديتيريوم هذا العنصر والموجودة في الطبيعة.
[عدل] التكافؤ والترابط
تكون الذرات متعادلة كهربائياً عندما يكون عدد ما تحمله من شحنات موجبة (بروتونات) يساوي تماماً عدد ما تحويه من شحنات سالبة (إلكترونات). عندما تفقد الذرة أو تكسب الإلكترونات، فإنها تتحول إلى أيونات. عندما تكتسب الذرة الإلكترونات فإن شحنتها السالبة تفوق شحنتها الموجبة وبذا تتحول إلى أيون سالب لأن عدد الإلكترونات فيها أصبح أكثر من عدد البروتونات وعندما تفقد الذرة الإلكترونات، فإنها تتحول إلى أيون موجب لأن عدد البروتونات فيها أصبح أكثر من عدد الإلكترونات.
لا توجد الذرات في الطبيعة عادة بصورة حرة (باستثناء ذرات العناصر الخاملة)، وإنما توجد ضمن مركبات كيميائية متحدةً مع غيرها من الذرات سواء أكانت ذرات العنصر نفسه أو ذرات عناصر أخرى. فذرة الأكسجين مثلاً لا تتواجد عادة بصورة حرة، وإنما ترتبط أكسجين أخرى مكونة جزيء الأكسجين في الهواء الذي نستنشقه، وتتحد مع ذرتين من الهيدروجين مكونةً جزيء ماء، وهكذا.
سلوك الذرة الكيميائي يرجع في الأصل بصورة كبيرة للتفاعلات بين الإلكترونات. والإلكترونات الموجودة في الذرة تكون في شكل إلكترونى محدد ومتوقع. وتقع الإلكترونات في أغلفة طاقة معينة طبقا لبعد تلك الأغلفة عن النواة (راجع "التركيب الذري"). ويطلق على الإلكترونات الموجودة في الغلاف الخارجي إلكترونات التكافؤ، والتي لها تأثير كبير على السلوك الكيميائي للذرة. والإلكترونات الداخلية تلعب دور أبضا ولكنه ثانوى نظرا لتأثير الشحنة الموجبة الموجودة في نواة الذرة.
كل غلاف من أغلفة الطاقة يتم ترتيبها تصاعديا بدأ من أقرب الاغلفة للنواة والذي يرقم برقم 1 ويمكن لكل غلاف أن يمتلئ بعدد معين من الإلكترونات طبقا لعدد المستويات الفرعية ونوع المدارات التي يحتويها هذا الغلاف :
[/b]
- الغلاف الأول : من 1 : 2 إلكترون - مستوى فرعى s - عدد 1 مدار.
- الغلاف الثاني : من 2 : 8 إلكترون - مستوى فرعى p, s - عدد 4 مدارات.
- الغلاف الثالث : من 3 : 18 إلكترون - مستوى فرعى d, p, s - عدد 9 مدارات.
- الغلاف الرابع : من 4 : 32 إلكترون - مستوى فرعى f d, p, s - عدد 16 مدار.
يمكن تحديد كثافة الإلكترونات لأى غلاف طبقاً للمعادلة : 2 n2 حيث " n " هي رقم الغلاف، (رقم الكم الرئيسي)وتقو الإلكترونات بملئ مستويات الطاقة القريبة من النواة أولا. ويكون الغلاف الأخير الذي به الإلكترونات هو غلاف التكافؤ حتى لو كان يحتوى على إلكترون واحد.
وتفسير شغل أغلفة الطاقة الداخلية أولا هو أن مستويات طاقة الإلكترونات في الأغلفة القريبة من النواة تكون أقل بكثير من مستويات طاقة الإلكترونات في الأغلفة الخارجية. وعلى هذا لإنه في حالة وجود غلاف طاقة داخلى غير ممتلئ، يقوم الإلكترون الموجود في الغلاف الخارجى بالتنقل بسرعة للغلاف الداخى (ويقوم بإخراج إشعاع مساوى لفرق الطاقة بين الغلافين).
تقوم الإلكترونات الموجودة في غلاف الطاقة الخارجى بالتحكم في سلوك الذرة عند عمل الروابط الكيميائية. ولذا فإن الذرات التي لها نفس عدد الإلكترونات في غلاف الطاقة الخارجي (إلكترونات التكافؤ) يتم وضعها في مجموعة واحدة في الجدول الدوري.المجموعة هي عبارة عن عامود في الجدول الدوري، وتكون المجموعة الأولي هي التي تحتوى على إلكترون واحد في غلاف الطاقة الخارجي، المجموعة الثانية تحتوي على 2 إلكترون، المجموعة الثالثة تحتوي على 3 إلكترونات، وهكذا. وكقاعدة عامة، كلما قلت عدد الإلكترونات في مستوى في غلاف تكافؤ الذرة كلما زاد نشاط الذرة وعلى هذا تكون فلزات المجموعة الأولى أكثر العناصر نشاطا وأكثرها سيزيوم، روبديوم، فرنسيوم.
وتكون الذرة أكثر استقرارا (أقل في الطاقة) عندما يكون غلاف التكافؤ ممتلئ. ويمكن الوصول لهذا عن طريق الآتي: يمكن للذرة المساهمة بالإلكترونات مع ذرات متجاورة (رابطة تساهمية). أو يمكن لها أن تزيل الإلكترونات من الذرات الأخرى (رابطة أيونية). عملية تحريك الإلكترونات بين الذرات تجعل الذرات مرتبطة معا، ويعرف هذا بالترابط الكيميائي وعن طريق هذا الترابط يتم بناء الجزيئات والمركبات الأيوينة. وتوجد خمس أنواع رئيسية للروابط
- الرابطة الأيونية
- الرابطة التساهمية
- الرابطة التناسقية
- الرابطة الهيدروجينية
الرابطه الايونيه
الرابطة الأيونية (بالإنكليزية: Ionic bond) هي الرابطة التي تنشأ بين ذرتين تختلفان في المقدرة على كسب أو فقد الإلكترونات وتكون بين أيوني هاتين الذرتين الموجب والآخر السالب الشحنة فتنشأ قوة جذب كهربائي بينهما، وتختلف نسبة الأيونات المفقودة والمكتسبة فمثلا تحتاج ذرة الأكسجين لأيونين من البوتاسيوم لأن المدار الأخير يحتاج لإلكترونين ليصل لحالة الاستقرار أي ثمانية إلكترونات.
k²O ← O²+K وتحدث الرابطة الأيونية عادةً بين الفلزات (ذات طاقة التأين المنخفضة والتي تميل لفقدان الإلكترونات) واللافلزات (ذات الألفة الإلكترونية المرتفعة والتي تميل لاكتساب الالكترونات).
مثال:- يرتبط أيون الصوديوم + Na بأيون الكلور - Cl في مركب كلوريد الصوديوم برابطة أيونية.
Na + Cl → Na+ + Cl− → NaCl فعنصر الصوديوم يفقد الكترون واحد من مستوى تكافؤه ليصبح أيون موجب أحادي ذو توزيع الإلكتروني مشابه للتوزيع الإلكتروني للغاز الخامل الذي قبله وهو النيون.
Na / 1S² 2S² 2P6 3S¹ ـ Na+ / 1S² 2S² 2P6
وعنصر الكلور يكتسب الكترون واحد في مستوى تكافؤه ليصبح أيون سالب ذو تركيب إلكتروني مشابه لتركيب الغاز الخامل الذي بعده وهو الارجون.
Cl / 1S² 2S² 2P6 3S² 3P5 ـ Cl- / 1S² 2S² 2P6 3S² 3P6
[ندعوك للتسجيل في المنتدى أو التعريف بنفسك لمعاينة هذه الصورة]
والحقيقة أن هذا الكلام غير دقيق فلا يوجد جزيئات مستقلة في المركبات الأيونية بل توجد على شكل تجمع أيوني يعرف بالأشكال بلورية بحيث يكون كل أيون ذو شحنة معينة محاطاً بعدد من الأيونات ذو الشحنة المخالفة.
وللرابطة الأيونية طاقة تعرف باسم (طاقة الرابطة الأيونية) وهي طاقة وضع ناتجة (سالبة) تعتمد قيمتها على كمية الشحنة المتوفرة بالأيونين وعلى نصف قطر (الحجم الذري) كلِ منهما.
طاقة الرابطة الأيونية = - ي² / ر
حيث : كمية الشحنة. ر : مجموع نصفي قطر الأيونين
ويتضح من العلاقة السابقة أنه كلما زادت كمية الشحنة كلما نقصت طاقة الرابطة الأيونية (زيادة قيمة البسط تزيد من قيمة الكسر وبأن الكسر سالب الشحنة فإن الناتج يقل) ويصبح المركب الأيوني أكثر استقراراً.
أما بالنسبة لنصف القطر فيلاحظ من العلاقة أنه كلما كبر نصف القطر الذري لأحد الأيونين أو كليهما زادت طاقة الرابطة الأيونية (زيادة قيمة المقام تقلل من قيمة الكسر وبما أن الكسر سالب فالقيمة تزداد) ويصبح المركب أقل استقراراً.
وللتغلب على طاقة الرابطة الأيونية وكسرها (فصل الأيونين المكونين للرابطة) فإننا نحتاج إلى طاقة (موجبة) تعرف هذه الطاقة باسم طاقة الترتيب البلوري.
وتعرف طاقة الترتيب البلوري بأنها الطاقة التي نحتاجها لنحول مركباً بلورياً (أيونياً) في الحالة الصلبة إلى أيونات منفصلة في الحالة الغازية) إذاً فطاقة الترتيب البلوري طاقة مساوية لطاقة الرابطة الأيونية (كحد أدنى) مع اختلاف الإشارة.
طاقة الترتيب البلوري = ي² / ر
وعلى هذا فإن ارتفاع قيمة طاقة الترتيب البلوري لمركب ما يعني أن هذا المركب أكثر استقراراً وتزداد طاقة الترتيب البلوري بزيادة قيمة كمية الشحنة أو نقصان نصف القطر الذري (لأحد الأيونين أو كليهما) كما يتضح من العلاقة السابقة.
خصائص المركبات الأيونية
كما ذكرنا في السابق بأن المركبات الأيونية توجد على شكل تجمعات أيونية في أشكال معينة يطلق عليها (الأشكال البلورية) ونجد في هذه الأشكال ترتيب بلوري منظم للأيونات بحيث أن كل أيون ذو شحنة معينة يكون منجذباً إلى مجموعة من الأيونات ذو الشحنة المخالفة، بمعنى أن الأيون الواحد يكون مرتبطاً بعدة روابط أيونية في نفس الوقت وهذا ما يفسر وجود المركبات الأيونية عادةً في الحالة الصلبة (كثافة عالية) كما يفسر هذا الوضع أيضاً درجات الانصهار والغليان المرتفعة لهذه المركبات.
ومن أهم صفات المركبات الأيونية عدم قدرتها على التوصيل الكهربي في الحالة الصلبة نظراً لارتباط الأيونات وعدم قدرتها على الحركة بينما تصبح موصلة للكهرباء عند صهرها أو إذابتها في الماء (الأيونات حرة الحركة في المصهور وفي المحلول المائي).
و من أهم خصائصها :
1- تذوب بالماء ولا تذوب بالبنزين مثال (الملح)لأن الماء مذيب قطبي يستطيع فصل الأيونات عن بعضها. 2- لها درجة انصهار عالية بسبب قوة التجاذب الكهروستاتيكي بين الأيونات الموجبة والسالبة. 3- حالتها صلبة عند الظروف العادية، بسبب قوة التجاذب الكهروستاتيكي بين الأيونات الموجبة والسالبة. 4- المركبات الأيونية الصلبة لاتوصل الكهرباء ولكن محاليلها بالماء توصل الكهرباء لان عندما يكون صلب تكون الأيونات مرتبطة مع بعضها أما عندما يكون محلول تكون الأيونات حرة الحركة فتوصل التيار الكهرو مغناطيصي.
الرابطه التساهميه
تاريخ الرابطة التساهمية
فكرة الترابط التساهمي يمكن أن ترجع إلى جيلبرت إن لويس, والذي قام في عام 1916 بوصف مساهمة أزواج الإلكترونات بين الذرات. وقد قام بإقتراح ما يسمى ببناء لويس أو الشكل الإلكتروني النقطي والذي يكون فيه إلكترونات التكافؤ (الموجودة في غلاف التكافؤ) ممثلة بنقط حول الرمز الذري. وتكون ازواج الإلكترونات الموجودة بين الذرات ممثلة للروابط التساهمية. كما أن الأزواج العديدة تمثل روابط عديدة, مثل الرابطة الثنائية أو الثلاثية. وبعض الأشكال الإلكترونية النقطية ممثلة في الشكل المجاور. وطريقة أخرى لمتثيل الرابطة هي تمثيلها كخط, موضحة بالأزرق.
بينما أن قكرة تمثيل أزواج الإلكترونات تعطى طريقة مؤثرة لتصور الرابطة التساهمية, فإن دراسات ميكانيكا الكموالتر هتلر وفريتز لندن بعمل أول توضيح ناجح من وجهة نظر ميكانيكا الكم للترابط الكيميائي, وخاصة للهيدروجين الجزيئي، في عام 1927. وقد كان عملهم مبنيا على أساس تصور رابطة التكافؤ, والذي إفترض أن الرابطة الكيميائية تتكون عندما يكون هناك تداخل جيد بين المدارات الذرية للذرات المساهمة. وهذه المدارات الذرية تعرف بأن بينها وبين بعضها زاوية محددة, وعلى هذا فإن تصور رابطة التكافؤ يمكن أن تتوقع زوايا الروابط بنجاح في الجزيئات البسيطة. عادة ما تكون هذه الرابطة بين الافليزات فقطتحتاج لفهم طبيعة تلك الرابطة وتوقع تركيب وخواص الجزيئات البسيطة. وقد قام كل من
الرابطة التساهمية هي أحد أشكال الترابط الكيميائي وتتميز بمساهمة زوج أو أكثر من الإلكترونات بين الذرات, مما ينتج عنه تجاذب جانبي يعمل على تماسك الجزيء الناتج. تميل الذرات للمساهمة أو المشاركة بإلكتروناتها بالطريقة التي تجعل غلافها الإلكتروني ممتليء. وهذه الرابطة دائما أقوى من القوى بين الجزيئية, الرابطة الهيدروجينية, كما أنها تماثل الرابطة الأيونية في القوة وأحيانا تكون أقوى منها.
تحدث الرابطة التساهمية غالبا بين الذرات التي لها سالبية كهربية متماثلة (عالية), حيث أنه تلزم طاقة كبيرة لتحريك إلكترون من الذرة. الرابطة التساهمية غالبا ما تحدث بين اللا فلزات, حيث تكون الرابطة الأيونية أكثر شيوعا بين الذرات الفلزية والذرات اللا فلزية.
تميل الرابطة التساهمية لأن تكون أقوى من أنواع الروابط الأخرى, مثل الرابطة الأيونية. وبعكس الرابطة الأيونية, حيث ترتبط الأيونات بقوى كهرساكنة غير موجهة, فإن الرابطة التساهمية تكون عالية التوجيه. وكنتيجة, الجزيئات المرتبطة تساهميا تميل لأن تتكون في أشكال مميز
ترتيب الرابطة
ترتيب الرابطة هو مصطلح علمي لوصف عدد أزواج الإلكترونات المتشاركة بين الذرات المكونة للرابطة التساهمية. وأكثر أنواع الرابطة التساهمية شيوعا هو الرابطة الأحادية, والتي فيها يتم المشاركة بزوج واحد فقط من الإلكترونات. كل الروابط التي بها أكثر من زوج من الإلكترونات تسمي روابط تساهمية متعددة. المشاركة بزوجين من الإلكترونات تسمى رابطة ثنائية, والمشاركة بثلاثة أزواج تسمى رابطة ثلاثية. ومثال للرابطة الثنائية في حمض النيتروس (بين N و O), ومثال للرابطة الثلاثية سيانيد الهيدروجين (بين C و H).
الرابطة الأحادية يكون نوعها رابطة سيجما, والرابطة الثنائية تكون واحدة سيجما وواحدةباي, والرابطة الثلاثية تكون واحدة سيجما وإثنين باي.
الروابط الرباعية, رغم ندرتها, فإنها موجودة. فكل من الكربون والسيليكون يمكن أن يكونا مثل هذه الرابطة نظريا. ولكن الجزيء الناتج يكون غير مستقر تماما. وتلاحظ الروابط الرباعية الثابتة في الروابط فلزات انتقالية-فلزات انتقالية, وغالبا ما تكون بين ذرتين من الفلزات الإنتقالية في المركبات العضوفلزية (organometallic).
الروابط السداسية تم ملاحظتها أيضا في الفلزات الانتقالية في الحالة الغازية ولكنها نادرة أكثر من الرباعية.
كما أنه توجد حالة خاصة من الرابطة التساهمية تسمي رابطة تساهمية تناسقية.
صلابة الرابطة
بصفة عامة, يمكن للذرات المرتبطة برابطة أحادية تساهمية ان يحدث لهما دوران بسهولة نسبيا. ولكن, في الربطة الثنائية والثلاثية يكون الأمر بالغ الصعوبة حيث أنه لابد من حدوث تداخل بين مدارات باي، وهذه المدارات تكون في حالة توازي.
الرنين
يمكن لبعض أنواع الروابط أن يكون لها أكثر من شكل نقطي (مثلا الأوزون O3). ففى الشكل النقطي. تكون الذرة المركزية لها رابطة أحادية مع أحد الذرات الأخرى ورابطة ثنائية مع الأخرى. ولا يمكن للشكل النقطي إخبارنا أي من الذرات لها رابطة ثنائية, فكل من الذرتين لهما نفس الفرصة لحدوث الرابطة الثنائية. وهذان التركيبان المحتملان يسميا البناء الرنيني. وفى الحقيقة, فإن تركيب الأوزون رنيني مهجن بين تركيبيه الرنينين. وبدلا من وجود رابطة ثنائية, وأخرى أحادية, فإنه في الواقع يكون 1.5 رابطة تقريبا 3 إلكترونات في كل منهما في كل الأوقات.
وتوجد حالة خاصة من الرنين تحدث في الحلقات الأروماتية للذرات (مثلا البنزين). وتتكون الحلقات الأروماتية من ذرات مرتبة في شكل دائري (متماسك عن طريق الرابطة التساهمية) تتبادل الرابطة الأحادية والثنائية فيما بينها طبقا للشكل النقطي. وفى الواقع, تميل الإلكترونات لأن تتوزع بشكل متساوي في الحلقة. الإلكترونات التي تشارك في الشكل الحلقي غالبا ما تمثل بدائرة داخل الحلقة
رابطة تساندية
الرابطة التساندية أو الرابطة التساهمية التناسقية هي نوع من أنواع الروابط التساهمية تتكون نتيجة مساهمة ذرة مع الأخرى بزوج من الإلكترونات غير المشتركة في روابط. تسمى الذرة التي تقدم زوجا من الالكترونات بالذرة المانحة، والذرة الأخرى تسمى بالذره المستقبلة والتي تقدم مداراً فارغاً. وتنشأ هذه الرابطه بين الذرات لتكوين جزيئات أو بين ذرة في جزئ وأيون أو ذرة في جزئ وذره في جزئ آخر ومثال عليها الرابطة في أيون الهيدرونيوم.
رابطة فلزية
الرابطة الفلزية هي رابطة كيميائية تحصل بين عنصرين من الفلزات، وهي قوى التجاذب الكهربائي الناتجة بين الايونات الموجبة وهذة الاكترونات السالبة بالرابطة الفلزية وهي التي تربط البلورة الفلزية (المعدنية) بالكامل.
عندما ترتبط الفلزات مع بعضها البعض فانها لا تكتسب التركيب الاكتروني للغازات النبيلة، فمن السهل أن تفقد ذرات الفلزات مثل الصوديوم والبوتاسيوم الكترونات تكافؤها لتصبح ايونات موجبة لأن سالبيتها الكهربائية منخفضة.
قوة الرابطة تتأثر قوة الرابطة الفلزية بعدة عوامل هي:
- كثافة الشحنة تساوي شحنة الايون/حجم الايون، حيث أن شحنة الايون هي الشحنة التي يكتسبها الفلز بعد أن يخسر كل الالكترونات الموجده في المدار الأخير. (+1،+2،+3)
- حجم الايون: يتناسب حجم الايون تناسب طردي مع عدد المدارات.
- كلما كانت كثافة الشحنة على الايون أعلى كلما زادت قوة الرابط الفلزي ونتيجة لذلك درجة الانصهار تكون أعلى.
الخصائص التي تمنحها الرابطة للفلز ترجع الكثير من خصائص الفلزات الطبيعية إلى طبيعة هذه الرابطة، فالتوصيل الكهربائي والتوصيل الحراري للفلزات سببه هو حركة الالكترونات الحرة بين الذرات. حركة الالكترونات الحرة داخل المعدن تنتظم عند تمرير التيار الكهربائي من خلاله، وتتقدم الالكترونات من القطب السالب إلى الموجب.
رابطة هيدروجينية
لترابط الهيدروجيني هو ترابط يحدث بين الجزيئات الي تحتوي علي رابطة تساهيمة قطبية بشترط فيها تواجد احدي الذرات ذات الكهروسالبية العالية مثل فلور واوكسجين ونيتروجين مرتبط الي الهيدروجين ونظرا لصغر حجم ذرة الهيدروجين فان المزدوج الإلكتروني سوف يتجذب مع بروتون ذرة الهيدروجين الموجب مكون نوع الترابط يرمز عادة الي الترابط الهيدروجيني بالرابطة الهيدروجينية نتيجة لقوة هذا الترابط حيث انه يحتاج 5-30 كجول/مول. أنواع الروابط الهيدروجينة
1-روابط هيدروجينة داخلية :- وهي تحدث بين جزيئات لديها ذرة هيدوجين مرتبط الي احدي الذرات التالية N F O برابطة تساهمية قطبية ومثال عليها الكحولات والامينات الأولية والثانوية والاميدات والأولية والثانوية والاحماض الكربوكسلية والماءوتسمي هذه الجزيئات عادة بمانح ومستقبل للرابط الهيدروجينية.
2-روابط هيدروجينية خارجية:وهي تحدث في المركبات التي لديها ذرة N F O ولكن غير متصلة برابطة تساهمية قطبية مع الهيدروجين وبالتالي فانها تكون روابط هيدروجينة ولكن ليس مع نفسها وانما مع المذيب المستخدم إذا كان يوافق الشروط لحدوث الترابط الهيدروجيني ومثال علي هذه النوع الايثرات والامينات الثالثية والكيتونات والالدهيدات والاسترات والاميدات الثالثية.
وقد تبث علميا ان الشكل الحقيقي للماء هو عبارة هرم رباعي السطوح حيث تشترك كل 3 جزيئات ماء(جزيئان مانح وجزئي مسقبل لتكوين هذا الشكل). تعتبر الترابط الهيدروجني في حمض الهيدروفلوريك اقوي هذه الروابط والقيم التالية تمثل بعض الطاقة لهذا الترابط :
)
O—H...:N (29 kJ/mol or 6.9 kcal/mol)
O—H...:O (21 kJ/mol or 5.0 kcal/mol)
N—H...:N (13 kJ/mol or 3.1 kcal/mol)
N—H...:O (8 kJ/mol or 1.9 kcal/mol)
HO—H...:OH+3 (18 kJ/mol or 4.3 kcal/mol)
الذرات في الكون والكرة الأرضية
باستخدام نظرية التضخم الكوني، فإن عدد الذرات في الكون يتراوح من 4×1078 إلى 6×1079 تقريبا. وبصفة عامة نظرا لأن الكون لا نهائي فإن عدد الذرات أيضا يمكن أن يكون لا نهائي. وهذا لا يتنافى مع العدد الذي تم حسابه نظرا لأن الكون الخاضع للدراسة يقع ضمن 14 مليار سنة ضوئية
[b]الذرة في الصناعة
تقوم الذرة بدور غاية في الأهمية في الصناعة، يتضمن ذلك الصناعات النووية، علم المواد الصناعية، وأيضا في الصناعات الكيميائية.
الذرة في العلم
ظلت الذرة محل أنظار تركيز العلماء لعقود. وكان للنظرية الذرية تأثير كبير على كثير من فروع العلم، مثل الفيزياء النووية، الطيف وكل فروع الكيمياء تقريبا. ويتم دراسة الذرة هذه الأيام في مجال ميكانيكا الكم والجسيمات تحت-الذرية.
و قد تمت دراسة الذرة بدون قصد مباشر في القرن 19 والقرن 20 وفى السنين الحالية، وبظهور تقنيات جديدة أصبحت دراسة الذرة أسهل وأدق. فعن استخدام الميكروسكوب الإلكتروني الذي تم اكتشافه في عام 1931 تم تصوير ذرات مفردة. كما تم استحداث طرق جديدة للتعرف على الذرات والمركبات. فمثلا يتم استخدام مطياف الكتلة لتحديد الذرات والمركبات. كما يتم استخدام جي سي إم إس " كروماتوجرافى الغاز ومطياف الكتلة " لمعرفة المواد. وأيضا التأكد من وجود ذرات أو جزيئات معينة عن طريق أشعة إكس كريستالوجرافى
النظريات التاريخية
قام كل من ديموقراطس وليسيوبوس، " فلاسفة إغريق من القرن الخامس قبل الميلاد" بتقديم أول الإفتراضات بخصوص الذرة. فقد إفترضا أن لكل ذرة شكل محدد مثل الحصوات الصغيرة، وهذا الشكل هو ما يحكم خواص تلك الذرة. وقام دالتون في القرن 19 بإثبات أن المادة تتكون من ذرات ولكنه لم يعرف شيئا عن تركيبها. وقد كان هذا الفرض مضاد لنظرية الانقسام اللانهائي، التي كانت تنص على أن المادة يمكن أن تنقسم دائما إلى أجزاء أصغر.
[color=indigo][/b]
عدل سابقا من قبل بنت الصعيد في الثلاثاء 22 أكتوبر - 20:19:51 عدل 2 مرات
