بنية المادة

Admin عدد المساهمات : 12 تاريخ التسجيل : 14/09/2009

بنية المادة – الذرات

من المهم جدا معرفة بنية المادة بدقة تامة إذ تساعدنا هذه المعرفة على فهم كيف تجري التحولات والتفاعلات الكيماوية وعلى توقع التفاعلات التي ستجري بين جسم وأخر.
وقد حقق العلماء انتصارات علمية عندما اكتشفت قوانين التفاعلات الكيميائية عل أيدي لفوزية و بروست و دالتون.
البنية الذرية:
رأينا أن الذرة ليست بالجزء الذي لا يتجزأ لأن بالإمكان استخراج الالكترونات منها
بنية ذرة الهيدروجين :

1- وصف ذرة الهيدروجين : إن ذرة الهيدروجين هي أصغر الذرات وكان يعتقد أنها أبسط البنى
لكننا نعرف حاليا أن ذرة الهيدروجين تتشكل من
أ‌- نواة مركزية مؤلفة من دقيقة ثقيلة نسبيا مشحونة بالكهرباء الموجبة تدعى البروتون
شحنة البروتون = 1.6 × 10-19 كولون
كتلة البروتون = 1.6 × 10-17 كغ
ب‌- الإلكترون يدور حول النواة
الإلكترون أخف من البروتون بـــ 836 مرة
لذلك يعد البروتون ثقيل نسبيا
ولإلكترون مشحون بالكهرباء السالبة وتساوي شحنته بالقيمة المطلقة شحنة البروتون.
شحنة الإلكترون = -1.6 × 10-19 كولون
كتلة الإلكترون = 9.11 × 10-31 كغ
وتعد القيمة المطلقة لشحنة الإلكترون أصغر شحنة كهربائية قابلة للعزل.
(و تسمى الشحنة الكهربائية الأولية + 1.6 × 10-19 كولون )

وتنتج حركة الإلكترونات من التجاذب المتبادل بين (الإلكترون–البروتون)
ومن الفرق الكبير جدا بين كتلتي هاتين الدقيقتين
- تعد النواة ساكنة وإن الإلكترون هو وحده الذي يتحرك بسرعة كبيرة من مرتبة (2200كم/ ثا ) وليست هذه الحركة بسيطة فلا يمكن وصفها بقوانين الميكانيك التقليدي – ومسار الإلكترون غير محدد.

ولا يمكن حساب سوى نصف قطر كرة متمركزة على النواة يكون فيها احتمال وجود الإلكترون ( 95 %)
وغالبا ما تدعى هذه الكرات بالسحابة الإلكترونية للذرة وسنشرحها لاحقا.
مع العلم أن الإلكترون يمكن أن يقع خارج هذه الكرة إلا أنه نادرا ما يخرج منها
2- أبعاد ذرة الهيدروجين :
يساوي نصف قطر نواة الهيدروجين حوالي ( 2×10-15 م )
يساوي نصف قطر ذرة الهيدروجين ( 5×10-11 م )
أو 0.5 أنغستروم
ومما سبق نلاحظ أن نصف قطر الذرة أكبر 2500 مرة من نصف قطر النواة.
فلو مثلت هذه النواة بكرة نصف قطرها 1سم لكانت ذرة الهيدروجين كرة نصف قطرها 250م
فبنية المادة بنية فجوية أي هناك فراغا كبيرا يحيط بالنواة
3- نظائر ذرة الهيدروجين :
اكتشفت ذرات هيدروجين مختلفة عن ذرة الهيدروجين التي وصفناها وتدعى نظائر الهيدروجين وهي تختلف بنواتها.
وهذا يعود للدوتيريوم الذي اكتشف عام 1932
نواة أثقل بمرتين من نواة الهيدروجين النظامي
حيث تتواكب مع البروتون دقيقة ذات كتلة مساوية لها على نحو ظاهر.
إلا أنها لا تحمل شحنة كهربائية
أي متعادلة كهربائيا وتدعى النترون
والذي تتشكل نواته من بروتون و نترون .
ولا يوجد في الطبيعة إلا أثار من النديتريوم و التريتيوم .
بنية الذرات الأخرى:

إن للذرات الأخرى الأكثر ثقلا من ذرة الهيدروجين بنية أكثر تعقيدا
إلا أنها بالإمكان دائما وصف هذه البنية انطلاقا من المكونات الأولية وهى الإلكترون والبروتون
أ‌- النواة:
تتشكل النواة من عدد من البروتونات و النيترونات تدعى النويات
ويتغير عدد النيترونات من نواة إلى أخرى وقد جرت العادة استخدام الرمز Z : لعدد البروتونات
N : لعدد النيترونات
فيكون Z+N عندئذ عدد النويات في النواة
وتكون الشحنة في النواة مساوية إلى Ze
حيث Z : العدد الذري أو رقم الشحنة
ولما كنت كتلة الإلكترون صغيرة جدا بالنسبة لكتلة النويات (Z+N) فإن كتلة الذرة يمكن أن تماثل كتلة النواة
أي تماثل كتلة ( Z+N ) نوية
ولهذا السبب يطلق على ( Z+N ) اسم عدد الكتلة.
وذلك لأن للبروتون و النترون الكتلة نفسها ظاهريا.
- تمثل النواة برمز العنصر ويرافق الرمز اصطلاحا عددين
- إحداهما يكتب في أعلى الرمز والى يساره وهو عدد النويات(Z+N) .
- ويكتب الثاني أسفل الرمز والى يساره وهو عدد البوتونات Z

مثال: الهيدروجين العادي :بــــــ H 11

الأوكسجين : بـــــ O168

الصوديوم : بـــــــ Na 2311

ب‌- السحابة الإلكترونية:
تتحرك الإلكترونات حول النواة ويساوي عددها Z عدد البروتونات
تساوي شحنتها الكلية Ze- ويزداد عدد الإلكترونات بالانتقال من الهيدروجين إلى الذرات الأثقل.
يخضع الإلكترون إلى فعل تجاذب من قبل النواة , والى أفعال تنافرية مع الإلكترونات الأخرى فينتج عن ذلك نظام معقد
وإليك بعض النتائج الهامة التي تمكنك من بناء نموذج مبسط جدا للسحابة الإلكترونية.
أولا- مستويات الطاقة الرئيسية:
ترتبط الإلكترونات بالنواة بقوة تزداد أو تنقص حسب بنية الذرة نفسها.
كمية الطاقة اللازمة لاستخراج إلكترون يمكن أن ينسب إلى مستوى طاقة و لا يمكن أن يكون في المستوى الطاقي الواحد سوى حد أعظمي من الإلكترونات
وهذا العدد المحدد جدا دائما زوجي.
- يحتوي المستوى الأول على أشد الإلكترونات ارتباطا بالنواة
ويمكن أن نضع فيه إلكترونان كحد أعظمي
- يحتوي المستوى الثاني على الإلكترونات أقل ارتباطا بالنواة من سابقاتها
ويمكن أن نضع فيه ثمانية الكترونات كحد أعظمي
- ويجمع المستوى الثالث الإلكترونات الأقل ارتباطا بالنواة من الكترونات المستوى الثاني
ويمكنه أن يستقبل ثمانية عشر إلكترون كحد أعظمي
ثانيا :توزع الكترونات السحابة الكترونية
يتغير عدد الكترونات السحابة الإلكترونية من ذرة إلى أخرى
ويتم التوزع دائما بأن يملئ أولا مستوى الطاقة الأول ثم الثاني وهكذا
أذا قدمنا طاقة للإلكترونات لا تكفي لنزعها من الذرة فيمكن جعلها تغيير مستواها الطاقي وتشغل هذه الإلكترونات عندئذ مستوى طاقة مختلف عن مستواها النظامي فهي في حالة مثارة وتبقى عموما مدة قصيرة في الحالة المثارة تعود بعدها إلى حالتها الأساسية.
ج- التمثيل الرسمي للسحابة الإلكترونية:
بالإمكان تمثيل جميع الذرات بالنموذج المشتق من نموذج ذرة الهيدروجين
- تحتوي النواة على N نترونا وZ بروتون
- تتشكل السحابة الإلكترونية من Z الإلكترون
- يمكن تجميع الإلكترونات Z في مستويات طاقية.
ويحسن العلماء باستمرار تمثيل السحابة الإلكترونية تمثيلا يعطي فكرة قريبة من الحقيقة وفي الفقرة التالية سنتعمق في هذه المشكلة.
نلاحظ أن بإمكان المستويات المتتالية التي تجمع الكترونات التي يتناقص ارتباطها بالنواة شيئا فشيئا أن تحتوي على عدد من الإلكترونات يزداد بازديادها , وقد تمت البرهنة على أن عددها يساوي:
( 2n2 ) حيث n عدد أو رقم الطاقة المعتبر
نستنتج مما سبق أن الإلكترونات تنظم في طبقات
- تستوعب الطبقة الأولى رقم1(التي تدعى K )على إلكترونين أعظميا
- تستوعب الطبقة الثانية رقم2 (التي تدعى L )ثمانية إلكترونات حدا أعظميا
- ويمكن أن تستوعب الطبقة الثالثة رقم3 (التي تدعى M )ثمانية عشر إلكترونا حدا أعظميا.
- كما يمكن أن تستوعب كل من الطبقات التالية ( Q-P-O-N )عددا أعظميا ومحددا من الإلكترونات .
ملاحظة هامة:
إن الطبقة الأخيرة لجميع الذرات تحتوي على ثمانية إلكترونات حدا أعظميا باستثناء الطبقة ( K التي تمتلئ بإلكترونيين حدا أعظميا.
مستويات الطاقة الثانوية:
تنقسم الطبقة الإلكترونية للذرة إلى عدد من مستويات رئيسية للطاقة بحيث يكون المستوى الأقرب من النواة هو الأقل طاقة ويرمز لها عادة بدءا من المستوى الأقرب من النواة بأحرف أو أرقام.

7 6 5 4 3 2 1
Q P O N M L K

وتشمل مستويات الطاقة الرئيسة هذه باستثناء المستوى الأول على عدة مستويات ثانوية يرمز لكل منها بحرف يدل عليه وهى مرتبة بحسب تزايد طاقتها كم يلي:
-F-d-p-S-
حيث طاقة المستوى S أقل من طاقة المستوى P ومن d وهكذا
فالمستوى الرئيسي الأول K يرافقه مستوى واحد للطاقة من نوع S ويرمز له S
والمستوى الثاني L مستويان ثانويان من نوع P-S ويرمز لهما 2S- 2p
والمستوى الثالث M ثلاث مستويات من نوع S-p-dويرمز لها
3d-3p-3S
والمستوى الرابع N أربع مستويات ثانوية من نوع F-d-P-S-
ويرمز لها 4F-4d-4P-4S

المحطات الإلكترونية: orbitals

دلت الدراسات الحديثة على أن الإلكترون ليس كرة صغيرة تدور في مستويات وإنما هي سحابة إلكترونية تشغل حيز من الفراغ حول النواة تكون من أجله نسبة احتمال وجود الإلكترون عالية (95%)
وتحدد مستويات الطاقة الحجم الفعال لذلك الحيز الذي تشغله السحابة الإلكترونية.
فالإلكترونات لا يمكنها التحرك إلا في مجالات فراغية معينة ذات أحجام وأشكال معينة وطاقات محددة سوف نطلق عليها اسم المحطات
وهي تأخذ أشكالا تختلف باختلاف سوية طاقة الإلكترون الذي يمثل الأشكال الفرعية للمحطات الإلكترونية
لذلك تتوضع الإلكترونات بحسب طاقتها في المستويات الثانوية المرافقة
وتجدر الملاحظة أن كل مستوى ثانوي يحتوي على عدد فردي من المحطات ولها الطاقة نفسها.

- فالمحطات من نوع S لها شكل كروي واحد ويمثل هذا النوع للسحابة الإلكترونية للإلكترون الأخفض طاقة.
- والمحطات من نوع P لها شكل فصوص وعددها ثلاثة تختلف أوضاعها بحسب اتجاهها بالنسبة الى محور ثابت معين.
- والمحطات من نوع d لها شكل أكثر تعقيدا وعددها خمسة,ومن المحطات من نوع F عددها سبعة.
وعلى ذلك فيمكن من خلال رموز المحطات الإلكترونية المختلفة أن نتصور أشكالها وطاقاتها فعندما نكتب المحط1S فإن الرقم الذي يسبق الحرف يحدد مستوى الطاقة الرئيسي الأول أما الحرف S فيدل على الشكل الكروي للمحطة
- وعندما نكتب 2S فإننا نشير إلى المحط من مستوى الطاقة الرئيسي الثاني وشكه الكروي أيضا غير أن 2S أعلى طاقة من 1S وقد أثبتت الدراسات أن الإلكترون إضافة إلى حركته الدورانية السريعة جدا حول النواة له حركة دورانية حول نفسه كدوران الأرض حول نفسها
- فإذا دار إلكترونان حول نفسيهما باتجاهين متعاكسين ينجم عنهما انجذاب إلكترون أحدهما إلى الأخر بدلا من تنافرهما الناتج عن تماثلهما في الشحنة مما يسهل عليهما إشغال الحيز نفسه من الفراغ خارج النواة والذي سميناه المحط.
فالحيز من الفراغ ( المحط الإلكتروني ) حول النواة يحتمل وجود إلكترونيين ضمنه أكثر من احتمال وجودهما في حيز أخر من الفراغ.
فكل محط من الممكن لأن يكون فارغا من الإلكترونات أو أن يحتوي على إلكترونيين يدوران في اتجاهين متعاكسين حول نفسيهما.
وعلى ذلك فأقصى سعة للمستوى من نوع S هو إلكترونان
وأقصى سعة للمستوى الثانوي من نوع P هو ستة إلكترونات
وللنوع d هو عشر إلكترونات
وللنوع F هو أربع عشر إلكترونا
ويرمز عادة للمحط بمربع
وللإلكترون بسهم
وإذا حوى المحط على إلكترونين فيرمز لهما بسهمين متعاكسين.

ملاحظة هامة:
عند توزع الالكترونات لذرة أي عنصر على المستويات المختلفة علينا أن نأخذ بعين الاعتبار القواعد التالية
- عدد الإلكترونات التي ينبغي توزيعها يساوي العدد الذري للعنصر.
- كل محط لا يتسع لأكثر من إلكترونين .
- تحاول الالكترونات في أي ذرة لأن تشغل المستويات الثانوية الأقل طاقة أولا أي 1S 2S 2P 3S 3P 4S
- تشغل الإلكترونات المحطات بصورة انفرادية أولا ومن ثم الازدواج بعد أن يتوفر العدد الكافي من الإلكترونات .