Back to the topics list

ذرة

تتكون جميع المواد من المادة، والوحدة الأساسية للمادة هي الذرة .

الذرة هي:

• الوحدة الأساسية للمادة.
• أصغر جسيم للعنصر، والذي قد يوجد أو لا يوجد بمفرده.
• تنقسم الذرة أيضًا إلى بروتونات وإلكترونات ونيوترونات.

البنية الأساسية للذرة:

• تتكون الذرات من جسيمات دون ذرية - البروتونات والإلكترونات والنيوترونات.
• توجد البروتونات والنيوترونات في النواة، وتقع النواة في مركز الذرة.
• تدور الإلكترونات حول النواة في مدارات.

P : بروتونات، N : نيوترونات، E : الإلكترونات

البروتون: جسيم دون ذري يحمل شحنة موجبة (+1) وكتلة وحدوية (1). البروتون هو جسيم مشحون إيجابيًا يقع في مركز الذرة في نواة الذرة. ذرة الهيدروجين فريدة من نوعها لأنها تحتوي على بروتون واحد فقط ولا تحتوي على نيوترون في نواتها. يحدد عدد البروتونات في نواة الذرة، وهو ما يميز العنصر الكيميائي، مكانه في الجدول الدوري.

النيوترون: جسيم دون ذري ليس له شحنة (0) وكتلة وحدة (1). النيوترون ليس له أي شحنة. يؤثر عدد النيوترونات على كتلة الذرة ونشاطها الإشعاعي.

الإلكترون: جسيم دون ذري يحمل شحنة سالبة (-1) وكتلة لا تذكر. الإلكترونات هي أصغر الجسيمات في الذرة. تنجذب إلى الشحنة الموجبة للبروتونات، ولهذا السبب تدور حول النواة. الإلكترونات أصغر بكثير من النيوترونات والبروتونات.

القوى في الذرة

ترتبط مكونات الذرة معًا بثلاث قوى. ترتبط البروتونات والنيوترونات معًا بقوى نووية قوية وضعيفة.

إن الجاذبية الكهربائية تجذب الإلكترونات والبروتونات. وفي حين تعمل التنافر الكهربائي على دفع البروتونات بعيدًا عن بعضها البعض، فإن القوة النووية الجاذبة أقوى بكثير من التنافر الكهربائي. إن القوة القوية التي تربط البروتونات والنيوترونات معًا أقوى بمقدار 1038 مرة من الجاذبية، لكنها تعمل على مدى قصير جدًا، لذا يجب أن تكون الجسيمات قريبة جدًا من بعضها البعض لتشعر بتأثيرها.

العدد الذري للذرة

العدد الذري لعنصر يساوي عدد البروتونات في ذرة العنصر أو يساوي عدد الإلكترونات في ذرة العنصر.

لذلك، تكون الذرات متعادلة كهربائيًا حيث أن عدد البروتونات يساوي عدد الإلكترونات.

العدد الكتلي للذرة

بما أن كتلة الإلكترون يمكن إهمالها، فإن كتلة الذرة هي مجموع كتلة البروتونات والنيوترونات الموجودة في النواة.

دعونا نفهم هذا باستخدام بعض الأمثلة.

ذرة الهيدروجين: تكتب على هيئة \(\large_1^1 H\) . تحتوي ذرة الهيدروجين على بروتون واحد وإلكترون واحد و0 نيوترون.

العدد الذري لذرة الهيدروجين هو = p = e = 1

العدد الكتلي لذرة الهيدروجين هو = p + n = 1

ذرة الأكسجين: تكتب بالشكل \(\large_{8}^{16} O\) وتحتوي على 8 بروتونات و8 إلكترونات و8 نيوترونات.

العدد الذري لذرة الأكسجين هو = p = e = 8

العدد الكتلي لذرة الهيدروجين هو = p + n = 8 + 8 = 16

كيف تتوزع الإلكترونات في هذه المدارات؟
تدور الإلكترونات حول النواة في مسار وهمي يسمى المدارات أو الأغلفة. الغلاف الأول هو K (مستوى الطاقة 1، n = 1)، والغلاف الثاني هو L (مستوى الطاقة 2، n = 2) ثم غلاف M (n = 3) وهكذا. يتم تحديد عدد الإلكترونات في كل غلاف باستخدام القاعدة أدناه:

الحد الأقصى لعدد الإلكترونات في كل غلاف = 2 × n ²

• غلاف K = 2n ² = 2×1 = 2 إلكترون
• غلاف L = 2n ² = 2×2 ² = 2×4 = 8 إلكترونات
• غلاف M = 2n ² = 2×3 ² = 2×9 = 18 إلكترون
• لا يمكن للغلاف الخارجي أن يحتوي على أكثر من 8 إلكترونات.

مثال:

1) ذرة الصوديوم : عدد البروتونات والإلكترونات هو 11 وعدد النيوترونات هو 12. p = 11, e = 11, n = 12
التوزيع الإلكتروني لذرةNa هو:

2) ذرة النيتروجين: p = 7, e = 7, n = 7

التوزيع الإلكتروني لذرة النيتروجين هو:

الوزن الذري [الكتلة الذرية النسبية]

الكتلة الذرية النسبية أو الوزن الذري للذرة يتم تعريفها على أنها عدد المرات التي تكون فيها ذرة واحدة من عنصر ما أثقل من \(^1/_{12}\) من ذرة الكربون.

النظائر

النظائر هي ذرات من نفس العنصر لها نفس العدد الذري ولكن عدد كتل مختلف. مثال: ثلاثة نظائر طبيعية للهيدروجين هي التريتيوم \(\large_1^3 H\) : p = e = 1, n = 2
الديوتيريوم \(\large_1^2 H\) : p = e= 1, n = 1
البروتيوم \(\large_1^1 H\) : p = e = 1, n = 0

التكوين الإلكتروني المستقر والتكوين الإلكتروني غير المستقر

يقال أن الذرة لها تكوين إلكتروني غير مستقر عندما

• غلافها الخارجي غير مكتمل.
• إنهم يميلون إلى تحقيق التكوين الإلكتروني المستقر عن طريق مشاركة أو اكتساب/فقدان الإلكترونات.
  لذلك فإن جميع الأمثلة المذكورة أعلاه الصوديوم ( \(Na\) ، والنيتروجين ( N )، والأكسجين ( O )، والهيدروجين ( H ) لها تكوين إلكتروني غير مستقر.

تتمتع الغازات النبيلة بتكوين إلكتروني مستقر لأن غلافها الخارجي مكتمل. مثال:
الهيليوم( He )- التوزيع الإلكتروني: 2
النيون( Ne ) - التوزيع الإلكتروني 2، 8

كيف تصل الذرة ذات التكوين الإلكتروني غير المستقر إلى الاستقرار؟
تتحد مع ذرات العناصر الأخرى. تعيد الذرات المتحدّة توزيع إلكتروناتها بحيث تصل كل ذرة متحدة إلى تكوين مستقر لأقرب غاز خامل (تحقق من أقرب غاز خامل لـ Na و Cl ). دعنا نفهم هذا باستخدام مثال:

ذرة Na : التكوين الإلكتروني: 2،8،1
(أقرب غاز خامل هو Ne ، العدد الذري 10)
ذرة Cl : التوزيع الإلكتروني : 2، 8، 7
(أقرب غاز خامل هو Ar، العدد الذري 18)

تتحد ذرة الصوديوم ( Na ) والكلور ( Cl ) لتكوين مركب كلوريد الصوديوم ( NaCl ) :
تفقد ذرة Na إلكترونًا واحدًا من غلافها الخارجي لتحقيق الاستقرار [2، 8] وتأخذ ذرة Cl هذا الإلكترون لإكمال غلافها الخارجي لتحقيق الاستقرار [2،8،8]

يرجى ملاحظة أنه من الصعب جدًا إظهار الموقع الدقيق للإلكترون حيث أن الإلكترون ليس له كتلة تقريبًا ويدور حوله بسرعة لا تصدق. لهذا السبب، غالبًا ما تظهر الإلكترونات على شكل سحب مشحونة سلبًا حول النواة. تُظهر المدارات الإلكترونات في حالات طاقة مختلفة تحيط بالنواة. كلما ابتعدنا عن النواة، يزداد مستوى الطاقة. يشارك الإلكترون الوحيد في حالة الطاقة الأعلى أو المدارات الخارجية في التفاعل الكيميائي، ويطلق عليها إلكترونات التكافؤ وهي تشارك في الرابطة الكيميائية بين الذرات.

هناك نظريات مختلفة لتفسير طبيعة الذرة.