الذرات والعناصر والمركبات

تتكون جميع المواد من حوالي 100 وحدة بناء بسيطة. معرفة كيفية ارتباطها lets you تصنيف كل مادة في واحدة من ثلاث مجموعات.

• العنصر هو مادة تتكون من نوع واحد فقط من الذرات. لا يمكن تفكيكها إلى مواد أبسط عن طريق تفاعل كيميائي. أمثلة: النحاس، الأكسجين، الكربون.
• المركب هو مادتان أو أكثر من العناصر مرتبطة كيميائياً (مترابطة) معاً. ترتبط الذرات بنسبة ثابتة. أمثلة: الماء، ثاني أكسيد الكربون. للمركب خصائص مختلفة عن العناصر المكوِّنة له.
• الخليط هو مادتان أو أكثر تم خلطهما معاً دون ارتباط كيميائي. تحتفظ الأجزاء بخصائصها الخاصة ويمكن فصلها بالطرق الفيزيائية. مثال: الهواء.

الفرق الجوهري: في المركب تكون العناصر مرتبطة ولا يمكن فصلها إلا بالتفاعلات الكيميائية؛ أما في الخليط فهي غير مرتبطة وسهلة الفصل.

داخل الذرة

لكل ذرة مركز صغير وكثيف يُسمى النواة. حولها، تتحرك الإلكترونات في أغلفة (مستويات طاقة). تحتوي النواة على نوعين من الجسيمات: البروتونات والـ نيوترونات.

لكل جسيم كتلة نسبية وشحنة نسبية. يجب حفظ هذه القيم:

لا تحمل الذرة شحنة كلية لأنها تحتوي على عدد متساوٍ من البروتونات ($+1$ لكل منها) والإلكترونات ($-1$ لكل منها).

العدد البروتوني والعدد الكتلي

رقمان يصفان الذرة:

• العدد البروتوني (ويُعرف أيضاً بـالعدد الذري) هو عدد البروتونات في النواة. ويخبرك بأي عنصر تنتمي هذه الذرة.
• العدد الكتلي (ويُعرف أيضاً بـعدد النيوكليون) هو مجموع عدد البروتونات والنيوترونات في النواة.

إذن عدد النيوترونات = $=$ - $-$.

التوزيع الإلكتروني

تمتلئ الأغلفة بالإلكترونات من الداخل إلى الخارج. يحوي الغلاف الأول ما يصل إلى 2 إلكترونات، والأغلفة التالية تحوي ما يصل إلى 8 إلكترونات لكل منها (لأول 20 عنصراً). يسرد التوزيع الإلكتروني عدد الإلكترونات في كل غلاف بدءاً من الداخل.

على سبيل المثال، ذرة تحتوي على 13 إلكتروناً يكون توزيعها $2,8,3$. الصوديوم (عدده البروتوني 11) توزيعه $2,8,1$. الكالسيوم (عدده البروتوني 20) توزيعه $2,8,8,2$.

يرتبط التوزيع بـالجدول الدوري:

• رقم المجموعة (المجموعات I إلى VII) يساوي عدد الإلكترونات في الغلاف الخارجي. لذا فإن $2,8,1$ يقع في المجموعة I.
• رقم الدورة يساوي عدد الأغلفة التي تحتوي على إلكترونات. لذا فإن $2,8,1$ يحتوي على ثلاثة أغلفة، فهو في الدورة 3.
• الغازات النبيلة في المجموعة VIII (أو 0) تمتلك غلفاً خارجياً ممتلئاً، مما يجعلها غير نشطة كيميائياً جداً.

النظائر هي ذرات لنفس العنصر لها نفس عدد البروتونات ولكن أعداد مختلفة من النيوترونات. وبما أن العدد البروتوني متساوٍ، فهي نفس العنصر. وبما أن عدد النيوترونات مختلف، فلها أعداد كتلية مختلفة.

تكتب الذرة برقمها الكتلي في الأعلى والعدد البروتوني في الأسفل، مثل $^{12}_{6}\text{C}$. بالنسبة للأيون تضاف الشحنة، مثل $^{35}_{17}\text{Cl}^{-}$.

لنظائر العنصر نفس الخصائص الكيميائية. وذلك لأن التفاعلات الكيميائية تتضمن الإلكترونات فقط، والنظائر لها نفس عدد الإلكترونات ونفس التوزيع الإلكتروني. (النيوترونات الإضافية تغير الكتلة فقط).

حساب الكتلة الذرية النسبية

الكتلة الذرية النسبية ($A_r$) للعنصر هي متوسط كتلة ذراته، مع الأخذ في الاعتبار مدى انتشار كل نظير. الانتشار هو النسبة المئوية لكل نظير.

على سبيل المثال، الكلور يتكون بنسبة 75% $^{35}\text{Cl}$ و 25% $^{37}\text{Cl}$:

مثال محلول. البورون له نظيران، $^{10}\text{B}$ و$^{11}\text{B}$، وكتلته $A_r$ هي 10.8. أوجد النسبة المئوية لكل منهما. لنفرض أن وفرة $^{11}\text{B}$ هي $x$، إذن وفرة $^{10}\text{B}$ هي $(100 - x)$. ثم

إذن $11x + 1000 - 10x = 1080$، مما يعطي $x = 80$. البورون هو 80% $^{11}\text{B}$ و 20% $^{10}\text{B}$. تحقق منها بالمنطق: بما أن 10.8 أقرب إلى 11، فالنظير الأثقل يجب أن الأكثر انتشاراً. إذا أعطى جوابك الغالبية للنظير الأبعد عن $A_r$، فأنت عكست القيم.

الأيون هو ذرة (أو مجموعة ذرات) فقدت أو اكتسبت إلكترونات، مما يمنحها شحنة كهربائية.

• تفقد ذرة المعدن إلكترونات لتكوين أيون موجب يُسمى الكاتيون.
• تكتسب ذرة اللافلز إلكترونات لتكوين أيون سالب يُسمى الأنيون.

تقوم الذرة بذلك للحصول على غلاف خارجي ممتلئ، مثل الغازات النبيلة.

كيفية تكوين الرابطة الأيونية

الرابطة الأيونية هي تجاذب كهربوستاتيكي قوي بين أيونات ذات شحنات متعاكسة (أيون $+$ وأيون $-$ يجذبان بعضهما البعض).

تتشكل الروابط الأيونية بين معدن ولا فلز. خذ كلوريد الصوديوم، $\text{NaCl}$. يعطي صوديوم ($2,8,1$) إلكترونه الخارجي الواحد لكلور ($2,8,7$). يصبح الصوديوم الآن $\text{Na}^{+}$ ($2,8$) ويصبح الكلور $\text{Cl}^{-}$ ($2,8,8$). كلاهما يمتلك غلافًا خارجيًا ممتلئًا، وتتجاذب الشحنات المتقابلة.

يمكنك عرض ذلك باستخدام رسم نقطة وعلامة X: ارسم إلكترونات الغلاف الخارجي لكل ذرة كنقاط لعنصر واحدة وعلامات X للعنصر الآخر، ثم أظهر انتقال الإلكترون من المعدن إلى اللافلز.

بنية وخصائص المركبات الأيونية

المركب الأيوني لا يتكون من جزيئات منفصلة. تتراص الأيونات معًا في شبكة بلورية عملاقة — نمط منتظم يضم أعدادًا هائلة من التناوب بين أيونات موجبة وسالبة.

تشرح هذه البنية الخصائص التالية:

تتشكل الرابطة التساهمية عندما تشارك ذرتان زوجًا من الإلكترونات. من خلال المشاركة، تحصل كل ذرة على غلاف خارجي ممتلئ (تكوين غاز نبيل). تتشكل الروابط التساهمية بين ذرات اللافلزات.

بعض الجزيئات التي يجب معرفتها:

• $\text{H}_2$ — تشارك ذرتا هيدروجين زوجًا واحدًا من الإلكترونات (رابطة أحادية).
• $\text{Cl}_2$، $\text{HCl}$ — كل منهما يشارك زوجًا واحدًا.
• $\text{H}_2\text{O}$ — يتشارك الأكسجين زوجًا واحدًا مع كل من ذرتي هيدروجين.
• $\text{NH}_3$ — يتشارك النيتروجين زوجًا مع كل من ثلاث ذرات هيدروجين.
• $\text{CH}_4$ — يتشارك الكربون زوجًا مع كل من أربع ذرات هيدروجين.
• $\text{O}_2$ و$\text{CO}_2$ تحتوي على روابط ثنائية (زوجان مشاركان)؛ يحتوي $\text{N}_2$ على رابطة ثلاثية (ثلاثة أزواج مشاركة)؛ يستخدم $\text{C}_2\text{H}_4$ و$\text{CH}_3\text{OH}$ أيضًا أزواجًا مشتركة.

في رسم نقطة وعلامة X للجزيء، ترسم الإلكترونات الخارجية لكل ذرة وتوضح أي الأزواج مشتركة في منطقة التداخل بين الذرات.

خصائص المركبات الجزيئية البسيطة

تتكون هذه المواد من جزيئات صغيرة ومنفصلة.

• لها درجات انصهار وغليان منخفضة. الروابط التساهمية داخل كل جزيء قوية، لكن القوى بين الجزيئية (القوى بين جزيء وآخر) ضعيفة، لذا فإن الطاقة اللازمة لفصل الجزيئات قليلة.
• هي موصلات ضعيفة للكهرباء، لأن الجزيئات ليس لديها شحنة كلية ولا تمتلك إلكترونات حرة أو أيونات لحمل الشحنة.

بعض المواد التساهمية ليست جزيئات صغيرة. بدلاً من ذلك، ترتبط ملايين الذرات بروابط تساهمية في هيكل تساهمي عملاق. النوعان اللذان يجب معرفتهما هما شكلا الكربون.

الماس: كل ذرة كربون مرتبطة بأربع ذرات كربون أخرى. هذا يشكل شبكة很强ة وصلبة للغاية 3-D. الماس صلب جداً، لذا يُستخدم في أدوات القطع. (cutting tools)

الجرافيت: ترتبط كل ذرة كربون بثلاث ذرات أخرى فقط، مُشكّلة طبقات مسطحة. توجد قوى ضعيفة بين الطبقات، مما يسمح لها بالانزلاق فوق بعضها البعض — مما يجعل الجرافيت مزلوقًا جيدًا. الإلكترون الخارجي الرابع لكل ذرة كربون حر؛ هذه الإلكترونات غير الموضحة يمكنها الحركة، لذا يوصل الجرافيت الكهرباء ويُستخدم كـقطب كهربائي.

أكسيد السيليكون رباعي ($\text{SiO}_2$) له هيكل تساهمي عملاق مثل الماس، لذا فهو أيضًا صلب للغاية وله درجة انصهار عالية جدًا.

المعدن عبارة عن هيكل عملاق من أيونات موجية محاطة بـ"بحر" من الإلكترونات غير الموضحة الحرة في التحرك عبر كامل المعدن. الرابط المعدني هو التجاذب الكهروستاتيكي القوي بين هذه الأيونات الموجية وبحر الإلكترونات.

هذا يفسر خاصيتين رئيسيتين للمعادن:

• موصل جيد للكهرباء: الإلكترونات غير الموضحة حرة في الحركة وحمل الشحنة عبر المعدن.
• المطيلية (يمكن طردها إلى صفائح) والليونة (يمكن سحها إلى أسلاك): طبقات أيونات الموجبة تنزلق فوق بعضها البعض دون كسر الرابطة الفلزية، فيغير المعدل شكله بدلاً من أن يتكسر.

• عدد النيوترونات = العدد الكتلي − العدد البروتوني. العدد البروتوني هو ما يحدد هوية العنصر الذي تمثله الذرة.
• النظائر لها نفس الخواص الكيميائية لأن التفاعلات تتضمن الإلكترونات فقط، والنظائر تشارك نفس التوزيع الإلكتروني؛ الاختلاف الوحيد هو في الكتلة.
• مطابقة البنية بالخواص: أيوني = شبكة عملاقة (درجة انصهار عالية؛ توصل الكهرباء فقط عند الانصهار أو في المحلول المائي)؛ جزيئي بسيط = قوى ضعيفة بين الجزيئات (درجة انصهار منخفضة؛ لا توصل الكهرباء)؛ ترابط تساهمي عملاق = صلب جداً، درجة انصهار عالية جداً.
• الجرافيت يوصل الكهرباء ويكون زليلاً (إلكترون حر واحد لكل ذرة كربون؛ الطبقات تنزلق)؛ الألماس لا يفعل أيًا منهما (جميع الإلكترونات الأربعة مرتبطة، فهو صلب ولا يوصل الكهرباء). المعادن توصل الكهرباء وتنثني بفضل بحر الإلكترونات غير المتمركزة.
• للكتلة الذرية النسبية، خذ المتوسط المرجح: $A_r = \dfrac{\sum(\text{isotope mass} \times \text{abundance})}{100}$.