التركيب الذري

كل شيء مصنوع من ذرات. الذرة معظمها فراغ. في مركزها يوجد نواة صغيرة وثقيلة. تحتوي النواة على نوعين من الجسيمات: بروتونات ونيوترونات. حول النواة، في الفراغ، تتحرك الإلكترونات. تبقى الإلكترونات في مدارات — طبقات على مسافات محددة من النواة.

النواة صغيرة جداً لكنها تحمل تقريباً كل الكتلة. تشغل الإلكترونات تقريباً كل الحيز لكنها تمتلك كتلة شبه معدومة.

الشحنة النسبية والكتلة النسبية

نقارن الجسيمات الثلاثة باستخدام الشحنة النسبية والكتلة النسبية. هذه أعداد بسيطة وليست وحدات حقيقية.

للبروتون والنيوترون تقريباً نفس الكتلة. الإلكترون أخف بحوالي 1836 مرة. البروتون موجب، والإلكترون سالب، والنيوترون ليس له شحنة — فهو متعادل.

العدد البروتوني والعدد الكتلي

رقمان يصفان النواة:

• العدد البروتوني (يُسمى أيضاً العدد الذري)، الرمز $Z$ — عدد البروتونات.
• العدد الكتلي (يُسمى أيضاً العدد الكتلي)، الرمز $A$ — مجموع عدد البروتونات والنيوترونات. البروتونات والنيوترونات كلاهما نويات (نوكليونات).

إذن عدد النيوترونات هو $A - Z$.

عدّ الجسيمات في ذرة أو أيون

بالنسبة للذرة المتعادلة، يساوي عدد الإلكترونات عدد البروتونات، والذي يساوي $Z$.

الأيون هو ذرة فقدت أو اكتسبت إلكترونات، لذلك تمتلك شحنة:

• الأيون الموجب لديه إلكترونات أقل من البروتونات.
• الأيون السالب لديه إلكترونات أكثر من البروتونات.

مثال: $^{27}_{13}\text{Al}^{3+}$ لديه $13$ بروتون، $27 - 13 = 14$ نيوترون، و$13 - 3 = 10$ إلكترون (فقد 3 إلكترونات ليصبح $3+$).

كيف تنتشر الكتلة والشحنة

تتركز تقريباً كل الكتلة في النواة، لأن البروتونات والنيوترونات ثقيلة والإلكترونات خفيفة جداً. جميع الشحنة الموجبة موجودة في النواة (البروتونات). الشحنة السالبة منتشرة في المدارات (الإلكترونات).

حزم الجسيمات في مجال كهربائي

تخيل حزم من البروتونات والنيوترونات والإلكترونات تتحرك بنفس السرعة داخل مجال كهربائي بين لوحين مشحونين:

• تنحني حزمة البروتونات نحو اللوح السالب (البروتونات موجبة).
• تنحني حزمة الإلكترونات في الاتجاه المعاكس، نحو اللوح الموجب. تنحني بشكل أكبر بكثير، لأن الإلكترون أخف بكثير — نفس القوة يعطي انحرافاً أكبر لكتلة أصغر.
• تمر حزمة النيوترونات مستقيمة. ليس لها شحنة، لذا لا يوفر لها المجال أي قوة.

نصف القطر الذري ونصف القطر الأيوني

نصف القطر الذري هو حجم الذرة. نصف القطر الأيوني هو حجم الأيون.

عبر دورة (من اليسار إلى اليمين)، يصبح نصف القطر الذري أصغر. يرتفع الشحنة النووية (الجذب الناتج عن البروتونات)، لكن الإلكترونات تدخل نفس المدار الخارجي، لذا يبقى الحجب بواسطة المدارات الداخلية تقريباً ثابتاً. الجذب الأقوى يسحب المدار الخارجي للداخل.

أسفل مجموعة (من الأعلى إلى الأسفل)، يصبح نصف القطر الذري أكبر. كل خطوة للأسفل تضيف غلافاً جديداً، لذلك تكون الإلكترونات الخارجية أبعد وتكون أكثر تحجيباً من النواة.

بالنسبة للأيونات:

• الأيون الموجب (الكاتيون) أصغر من ذرته. لقد فقد غلافه الخارجي، والإلكترونات المتبقية تشعر بسحب أقوى لكل منها.
• الأيون السالب (الأنيون) أكبر من ذرته. لقد اكتسب إلكترونات، لذلك يوجد المزيد من التنافر بين الإلكترونات.
• بين أيونات لها نفس عدد الإلكترونات، يكون الأصغر هو الذي يحتوي على بروتونات أكثر.

النظائر هي ذرات لنفس العنصر تحتوي على نفس عدد البروتونات ولكن عدد مختلف من النيوترونات. لذا فإن النظائر لها نفس العدد الذري $Z$ ولكن عدد كتلي مختلف $A$.

نكتب النظير على الشكل $^{A}_{Z}\text{X}$: العدد الكتلي $A$ في الأعلى، والعدد الذري $Z$ في الأسفل. على سبيل المثال، يمتلك الكلور نظيرين رئيسيين، وهما $^{35}_{17}\text{Cl}$ و$^{37}_{17}\text{Cl}$.

خواص كيميائية متطابقة

الخواص الكيميائية تعتمد على الإلكترونات، لا سيما الإلكترونات الخارجية. نظائر العنصر الواحد لها نفس عدد الإلكترونات مرتبة بنفس الطريقة. لذا فإنها تتفاعل بنفس الطريقة تماماً — ولها نفس الخواص الكيميائية.

خواص فيزيائية مختلفة

بعض الخواص الفيزيائية تعتمد على الكتلة، لذا فهي تختلف بين النظائر. النظير الأثقل يحتوي على نيوترونات أكثر، وبالتالي كتلة أكبر، مما يؤدي إلى كثافة أعلى. (يحدد المنهج الدراسي هذا الاختلاف بالكتلة والكثافة فقط.)

ترتب الإلكترونات في أغلفة وفرع فرعي ومدارات.

الأغلفة والعدد الكمي الرئيسي

يتم تسمية كل غلاف بواسطة العدد الكمي الرئيسي $n = 1, 2, 3, \dots$. كلما كان $n$ أكبر، كان الغلاف أبعد عن النواة وأعلى في الطاقة.

الفرع الفرعي والمدارات

ينقسم كل غلاف إلى فرع فرعي، يُسمّى s وp وd. يتكون كل فرع فرعي من مدارات. المدار هو منطقة صغيرة يمكن أن تستوعب حتى إلكترونين.

لذا فإن فرع الفرع s يستوعب 2 إلكترون، وفرع p يستوعب 6، وفرع d يستوعب 10.

ترتيب زيادة الطاقة

تملأ الإلكترونات فرع الفرع الأقل طاقة أولاً. للأغلفة الثلاثة الأولى بالإضافة إلى 4s و4p، يكون ترتيب ارتفاع الطاقة كالتالي:

لاحظ المفاجأة: 4s أقل قليلاً في الطاقة من 3d، لذا يمتلئ 4s أولاً.

التوزيع الإلكتروني

التوزيع الإلكتروني يسرد عدد الإلكترونات في كل فرع فرعي. الترتيب الأقل طاقة هو الحالة الأساسية.

بالنسبة للحديد (Fe، $Z = 26$):

يمكنك كتابة اختصار باستخدام أقرب غاز نبيل بين قوسين مربعين:

هنا $[\text{Ar}]$ يمثل التوزيع الكامل لل أرجون.

بالنسبة للأيونات، تضيف أو تزيل الإلكترونات. قاعدة مهمة واحدة: عندما تُكوّن فلز انتقالي أيوناً موجباً، يفقد إلكترونات 4s قبل إلكترونات 3d. لذا فإن $\text{Fe}^{3+}$ هو $[\text{Ar}]\,3\text{d}^5$.

الإلكترونات داخل المربعات

تُمثل طريقة الإلكترونات داخل المربعات كل مدار بمربع وكل إلكترون بسهم. يجب أن يشير إلكترونان في نفس المدار في اتجاهين متعاكسين، لأن كل إلكترون يمتلك خاصية تسمى الدوران، ويحتاج المدار المشترك إلى دوران متعاكس.

داخل فرع فرعي واحد، تمتلئ المدارات الفارغة إلكتروناً واحداً في كل مرة، بأسهم متوازية، قبل أن يحصل أي مدار على إلكترون ثانٍ. distributing like this keeps the electrons apart and lowers the repulsion between them. Distributing like this keeps the electrons apart and lowers the repulsion between them.

لماذا يأخذ التوزيع هذا الشكل

تمتلئ الإلكترونات من الطاقة المنخفضة إلى العالية لأن ذلك يمنح الذرة الأكثر استقراراً (الأقل طاقة). داخل فرع فرعي واحد، تنتشر فردياً أولاً لتقليل التنافر بين الإلكترونات السالبة.

أشكال مدارات s وp

• مدار s هو كرة مركزها النواة.
• مدار p له فصوصان، يشبه الجرس، يشير على طول محور واحد.指向三个相互垂直的方向（x、y和z轴）。指向三个相互垂直的方向（x、y和z轴）。指three p orbitals point along three directions at right angles (the $x$, $y$ and $z$ axes).

الجذور الحرة

الجذر الحر هو نوع يحتوي على إلكترون واحد أو أكثر غير مقترن. الجذور الحرة شديدة التفاعل.

أول طاقة تأين

أول طاقة تأين (IE) هي الطاقة اللازمة لإزالة إلكترون واحد من كل ذرة في مول واحد من الذرات الغازية، لتكوين مول واحد من أيونات $+1$ الغازية.

نستخدم ذرات غازية حتى لا تكون هناك قوى بين الجسيمات. الوحدة هي $\text{kJ mol}^{-1}$. كمعادلة، لعنصر X:

يُظهر $(\text{g})$ أن النوع الغازي.

طاقات التأين المتتالية

بعد إزالة إلكترون واحد، يمكنك إزالة آخر. تزيل طاقة التأين الثانية إلكتروناً واحداً من كل أيون $+1$:

يمكنك الاستمرار في ذلك. هذه هي طاقات التأين المتتالية. كل منها أكبر من التي قبلها، لأن كل إلكترون يُسحب بعيداً عن أيون أكثر إيجابية.

ما الذي تعتمد عليه طاقة التأين

تأتي طاقة التأين من التجاذب بين النواة الموجبة والإلكترون الخارجي. ثلاثة عوامل رئيسية تحدد قوة هذا التجاذب:

• الشحنة النووية: زيادة عدد البروتونات تزيد من جذب الإلكترونات، لذا تكون طاقة التأين أعلى.
• نصف قطر الذرة: كلما كان الإلكترون الخارجي أبعد عن النواة، كان الجذب أضعف، لذا تكون طاقة التأين أقل.
• الحجب: تُحجب الغلاف الداخلي جزءاً من الجذب على الإلكترون الخارجي. زيادة عدد الغلاف الداخلي تعني زيادة الحجب وطاقة تأين أقل.

هناك تأثير أصغر أيضاً — تنافر الأزواج الدوارية. عندما يشارك إلكترونان مداراً واحداً، فإنهما تدفعان بعضهما قليلاً، مما يجعل أحدهما أسهل في الإزالة.

اتجاهات طاقة التأين الأولى

عبر الدورة، ترتفع طاقة التأين الأولى عموماً صعوداً. تزداد الشحنة النووية بينما يبقى الحجب تقريباً ثابتاً، لذا يتم الإمساك بالإلكترونات الخارجية بإحكام أكبر.

نزولاً عبر المجموعة، تنخفض طاقة التأين الأولى هبوطاً. العناصر السفلية تمتلك غلافاً أكثر، مما يعني حجباً أكبر ونصف قطر أكبر، ويسهل إزالة الإلكترون الخارجي.

الانخفاضات دليل على وجود مستويات فرعية

الارتفاع عبر الدورة ليس سلساً. تظهر انخفاصتان صغيرتان، ويجب أن تكون قادراً على شرح كلتيهما:

• من المجموعة 2 إلى المجموعة 13 (على سبيل المثال Mg إلى Al): الإلكترون المُزال من Al يأتي من مستوى فرعي 3p، وهو أعلى في الطاقة من المستوى الفرعي 3s الممتلئ في Mg. الإلكترون 3p أسهل في الإزالة، لذا ينخفض القيمة.
• من المجموعة 15 إلى المجموعة 16 (على سبيل المثال P إلى S): في S، يحتوي مدار 3p واحد الآن على زوج من الإلكترونات. التنافر الزوجي الدوار يجعل أحدهما أسهل في الإزالة، لذا تنخفض القيمة.

هذه الانخفاضات هي دليل على وجود المستويات الفرعية.

طاقات التأين المتتالية دليل على الغلاف

إذا قمت برسم طاقات التأين المتتالية لعنصر واحد، ست risen القيم، مع قفزات كبيرة عند نقاط معينة. تحدث القفزة الكبيرة عندما يجب أن يأتي الإلكترون التالي من غلاف أقرب إلى النواة.

عد عدد الإلكترونات التي تخرج بسهولة قبل القفزة الكبيرة الأولى — هذا هو عدد الإلكترونات في الغلاف الخارجي، مما يخبرك بـ المجموعة التي ينتمي إليها العنصر. يمكنك أيضاً استخدام النمط لتحديد التوزيع الإلكتروني وموقع العنصر في الجدول الدوري.

مثال محلل. أول خمسة طاقات تأين متتالية لعنصر هي $590$، $1150$، $4940$، $6480$ و$8120\ \text{kJ}\,\text{mol}^{-1}$. في أي مجموعة يقع هذا العنصر؟ ابحث عن القفزة الكبيرة، لا عن أكبر رقم. من 1 إلى 2 يتضاعف القيمة تقريباً، وهو ارتفاع طبيعي. أما من 2 ($1150$) إلى 3 ($4940$) فتزيد بأكثر من أربعة أضعاف: هذه هي القفزة. إذن اثنان من الإلكترونات تُفقَد بسهولة قبلها، الغلاف الخارجي يحتوي على 2 إلكترون، والعنصر يقع في المجموعة 2. عُد الإلكترونات المفقودة قبل القفزة، واشرح القفزة بشكل صحيح: لأن الإلكترون التالي يُسحب من غلاف أقرب إلى النواة، وليس من عنصر مختلف.

• عرّف النظائر بالكامل: ذرات من نفس العنصر لها نفس عدد البروتونات لكن عدد مختلف من النيوترونات — مفتاح الدرجات يريد كلا الجزئين.
• يمتلئ 4s قبل 3d، لكن يتم إزالة الإلكترونات من 4s أولاً عند تكوين الأيونات، لذا $\text{Fe}^{3+}$ هو $[\text{Ar}]3\text{d}^5$ (وليس $[\text{Ar}]3\text{d}^3 4\text{s}^2$).
• في طاقات التأين المتتالية، تشير القفزة الكبيرة إلى بدء غلاف جديد (داخلي) — استخدم القفزات لوضع العنصر في مجموعته.
• اشرح كل اتجاه لطاقة التأين بنفس العوامل الثلاثة: الشحنة النووية، المسافة والحجب، بالإضافة إلى تأثيرات المستوى الفرعي للانخفاضات الصغيرة.
• احفظ السبب الدقيق لكون طاقة التأين الأولى للأكسجين أقل من النيتروجين: إلكترونات 2p المترافقة تتنافر، مما يجعل أحدها أسهل في الإزالة.