الرئيسية
من طرف بعض المفاهيم أو التعريفات في الكيمياء
حركة الالكترون حول نفسه .
من
الثابت علمياً اليوم أن الالكترونات تتحرك حول نفسها حركة مغزلية بمعنى
أنها تتحرك حول نفسها وذلك في اتجاه من اتجاهين ، إما باتجاه حركة عقارب
الساعة أو عكس اتجاه حركة عقارب الساعة .
ومن المعلوم أيضاً أن هذه الحركة هي سبب بقاء الالكترونين الموجودين في مجال واحد دون أن يتنافرا ( بإذن الله ) .
فالألكترونان
الموجودان في مجال الكتروني واحد يتحرك أحدهما حول نفسه باتجاه حركة عقارب
الساعة ويغزل الأخر عكس عقارب الساعة فيولد كل منهما مجال مغناطيسي مضاد
للأخر يتولد عن هذين المجالين المغناطيسيين المتعاكسين قوة جذب بين
الالكترونيين تتغلب على قوى التنافر بينهما والتي يسببها تشابه شحنة
الالكترونيين .
لكن كيف ينشأ المجال المغناطيسي ؟ وكيف تم اثبات أن للإلكترون حركة مغزلية ؟
في عام 1921قام كل من ( Otto Stern ) و ( Walther Gerlach ) بتجربة استطاعا من خلالها إثبات حركة الإلكترون المغزلية .
فقد
قاما بامرار حزمة من ذرات الفضة المتعادلة والناتجة من تبخير الفضة بين
قطبين مغناطيسيين مجهزين خصيصاً . ووجدا أن الحزمة تنفلق إلى حزمتين
منفصلتين أي أن نصف الذرات قد انحرفت في اتجاه معين وانحرف الباقي في
الاتجاه المقابل .
تكبير الصورة تم تعديل ابعاد هذه الصورة. انقر هنا لمعاينتها بأبعادها الأصلية.
وتفسير
ذلك أن كل الكترون يسلك مثل مغناطيس صغير وأن هذه المغناطيسية تنتج عن
الدوران الغزلي للشحنة السالبة وذلك لأنه من المعروف أن الدوران المغزلي
لأي شحنة يولد مجالاً مغناطيسياً .
وعندما يكون هناك الكترونين في
مجال واحد فإنهما يتحركان حول نفسيهما باتجاه متضاد فيلغي كل منهما
مغناطيسية الأخر أما الالكترون الموجود في مستوى الطاقة الأخير فتبقي
مغناطيسيته على اعتبار انه الكترون وحيد فبعض ذرات الفضة يتحرك الالكترون
الموجود في مستوى التكافؤ فيها باتجاه عقارب الساعة وبعضها يدور عكس عقارب
الساعة لذلك انفلقت الحزمة إلى حزمتين منفصلتين .
إذاً فهذه التجربة تثبت مايلي :
1_ أن المسؤول عن مغناطيسية العناصر هي الكترونات التكافؤ .
2_ أن العناصر التي تحتوي في مستوى التكافؤ على عدد فردي من الالكترونات يكون لها خواص مغناطيسية .
3_ أن الإلكترونين الموجودين في مجال الكتروني واحد يغزلان في اتجاه مضاد .
4_
أن الإلكترونات المفردة الموجودة في مستوى التكافؤ لعنصر ما يغزل بعضها في
اتجاه حركة عقارب الساعة والبعض الأخر يغزل عكس حركة عقارب الساعة .
==============================د
تهجين المجالات الذرية
أشارت
دراسات أشعة اكس التي تمت على الجزيئات التساهمية لغرض دراسة تركيبها
الهندسي الفراغي إلى أن المجالات الجزيئية المتكونة في الغالب لا تنتج من
تداخل مجالات ذرية عادية بل أنها مجالات جزيئية تتكون من تداخل مجالات
مختلفة ناتجة من عملية تهجين للمجالات الذرية العادية .
ففي جزيء
الميثان مثلاً وجد أن الروابط الأربعة الموجودة في الجزيء جميعها روابط
متماثلة ( متشابهة ) وأن الزاوية بين الروابط متساوية وتساوي 109.5 درجة .
وهذا
يعني أن هناك أربعة مجالات ذرية مهجنة ومتشابهة في ذرة الكربون تداخلت مع
المجال الذري الكروي في الهيدروجين وتكونت أربعة مجالات جزيئية ( روابط ) .
وهناك الحقيقة العديد من المجالات الذرية المهجنة سنعرض هنا لأهمها :
المجال
المهجن من نوع SP3 وهو مجال ناتج من دمج مجال واحد من نوع S مع ثلاث
مجالات من نوع P والموجودة في مستوى طاقة واحد ، كما هو الحال مثلاً في ذرة
الأكسجين المكونة للماء والنيتروجين في النشادر والكربون في الميثان .
أربعة مجالات من نوع sp3 ناتجة من دمج مجال من نوع s مع ثلاث مجالات من نوع p .
وتكون في أركان هرم رباعي السطوح بزاوية 109.5 درجة .
*************************************************
المجال
المهجن من نوع SP2 وهو مجال ناتج من دمج مجال واحد من نوع S مع مجالين من
نوع P ، كما هو الحال في ذرة الأكسجين المكونة لغاز الأكسجين O2 والكربون
في الايثلين .
طريقة الاندماج الخطي للمدارات الذرية والمدارات الجزيئية
تعبر
طريقة الاندماج الخطي للمدارات الذرية والمدارات الجزيئية (والتي يطلق
عليها LCAO MO) في الفيزياء الجزيئية عن تقنية لحساب المدارات الجزيئية في
كيمياء الكم. وقد كانت البداية في عام 1929 عن طريق سير جون لينارد جونز
وتم استكمالها بمعرفة أوجو فانو.
المدارات يتم التعبير عنها كاندماج
خطي للدوال الأساسية, والدوال الأساسية هي دوال لإلكترون واحد متمركز في
نواة ذرة الجزيء. وبتقليل الطاقة, يمكن تعيين مجموعة ملائمة من المعاملات
للاندماج الخطي.
ويتم هذا باستغلال التشابه في الجزيئات والمدارات
المتضمنة في الروابط. الخطوة الأولى في هذه العملية هي تعيين مجموعة نقطية
للجزيء. ومثال عام لهذا هو الماء, والذي له تجانس C2v ثم تقليل تمثيل
الترابط. وكل نقطة في نقاط التجمع تتم على الجزيء. وعدد الروابط التي لم
يتم تحريكها هي المميز لهذه العملية. وهذا التقليل التمثيلي يتم تحليله إلى
مجموع التمثيلات التي لم يتم تقليلها. وهذه التمثيلات التي لم يتم تقليلها
تنسجم مع تجانس المدارات المتضمنة.
توزيع إلكتروني
المدارات
الإلكترونية الذرية والجزيئية فى الفيزياء الذرية , التوزيع الإلكتروني هو
ترتيب الإلكترونات فى الذرة , الجزيء , أو أى جسم أخر . وبالتحديد هو مكان
تواجد الإلكترونات فى المدارات الذرية والجزيئية أو أى شكل من أشكال
المدارات الإلكترونية .
لماذا التوزيع الإلكتروني
تصور التوزيع الإلكتروني تم توقعه بناءا على ثلاث حقائق :
1-فى
الفراغ الضيق للذرة أو الجزيء , فإن طاقة وخواص الإلكترون الأخرى تكون
محددة كميا , أو مقيدة لحالة محددة . وهذه الحالات يتم تعيينها بالمدارات
الإلكترونية . وكل حالة بصفة عامة لها طاقة مختلفة عن أى حالة أخرى .
2-الإلكترونات
هى فيرميونات وعلى هذا فهى تقع تحت مبدأ الإستبعاد لباولي , والذى ينص على
أنه لا يمكن لإثنين من الفيرميونات أن يشغلا نفس حالة الكم . فبمجردج شغل
حالة بإلكترون , فإن الإلكترون التالي يجب ان يشغل حالة مختلفة . فى الذرات
, يتم تحديد حالات الكم بأربعة أرقام للكم الرئيسي .
3-حالة الإلكترون
تكون غير مستقرة لو أنه فى أى حالة غير حالة الطاقة الأقل . وفى وجود حالة
طاقة أقل , فإن الإلكترون فى زمن معين سينتقل لهذه الحالة ( وتنبعث منه
الطاقة الزائدة فى شكل فوتونات ).
وكنتيجة لذلك , أى نظام له توزيع
إلكتروني واحد ثابت . ولو تم تركه فى حالة إتزان , فسوف يكون له دائما هذا
التوزيع ( يطلق عليه الحالة الأرضية ) , وهذا بالرغم من أن الإلكترونات قد
تكون مثارة مؤقتا لأى توزيع أخر .
ويتم تحديد التوزيع الإلكتروني
لأى نظام بمداراته وعدد الإلكترونات الموجودة فيه . ولو هناك من يريد
إستنتاج هذا التوزيع , فيجب معرفة المدارات . وهذا سهل نسبيا للهيدروجين ,
ولكنه معقد للذرات الأخرى , وأكثر تعقيدا فى حالة الجزيئات .
تلخيص أرقام الكم
يتم
إعطاء حالة تواجد الإلكترون فى الذرة أربعة أرقام للكم . ثلاثة منها هى
خواص المدار الذري الذى يوجد فيه ( يوجد شرح لاحق فى هذه المقالة )
عدد
الكم الرئيسي والذى يرمز له بالرمز n ويأخذ قيمة أى عدد صحيح أكبر من أو
يساوي 1 . ويمثل الطاقة النهائية للمدار , وبعده عن النواة .
عدد الكم السمتي والذى يرمز له بالمز l ويأخذ أى قيمة عدد صحيح فى المدى . . ويحدد عزم المدار الزاوي .
عدد
الكم المغناطيسي والذى يرمز له بالرمز m ويأخذ أى قيمة صحيحة فى المدى .
ويحدد هذا الرقم إزاحة الطاقة للمدار الذري تحت تأثير مجال مغناطيسي خارجي (
ظاهرة زيمان ) .
العزم المغناطيسي الحقيقي لدى القطبين للإلكترون فى
مدار ذري ليس نتيجة لعزم الإلكترون الزاوي فقط , ولكن أيضا من لف الإلكترون
, والذى يعبر عنه بعدد الكم اللفي . عدد الكم اللفي خاصية حيوية للإلكترون
ولا تعتمد على الأرقام الأخرى . ويرمز لها بالرمز s وتأخذ فقط القيم +1/2
أو -1/2 ( أحيانا يرجع لها على أنها الدوران لأعلى أوأسفل )
غلاف إلكتروني
من ويكيبيديا, الموسوعة الحره
اذهب إلى: تصفح, بحث
يعنى المصطلح الغلاف الإلكتروني فى الفيزياء الذرية مجموعة من المدارات الذرية التى لها نفس عدد الكم الرئيسي n .
ويكون عدد الإلكترونات الموجودة فى كل غلاف مساوية للمعادلة : 2n2 حيث n هى عدد الكم الرئيسي .
وقد
تمت ملاحظة وجود الغلاف الإلكتروني لأول مرة عن طريق هنري موزلي أثناء
دراسته لإمتصاص أشعة إكس . وقد قام بإطلاق K , L , M عليها . والتى تساوى
القيم 3 , 2 , 1 على الترتيب .
وقد تم إطلاق المصطلح علاف إلكتروتي
عن طريق نموذج بور , حيث تتجمع مجموعات الإلكترونات فى شكل مداري حول
النواة بمسافات معينة , وعلى هذا فإن هذه المدارات تمثل أغلفة .
الأغلفة وتحت الأغلفة "المدارات أو الأوربيتالات"
الحالات
التى لها نفس قيم n متناسبة ويقال أنها تشغل نفس الغلاف الإلكتروني .
الحالات التى لها نفس قيم n و l تكون متناسبة اكثر , ويقال أنها تقع فى نفس
تحت-غلاف الإلكتروني . ولو أن الحالات تتشابه أيضا فى قيم m فيقال أن لها
نفس المدار الذري . ونظرا لأن الإلكترون له حالتان فقط للدوران , فإن
الأوربيتال الذري لا يمكن ان يحتوى على أكثر من 2 إلكترون ( مبدأ الإستبعاد
لباولي ) .
ولوهلة فإن الغلاف n=1 يمتلك تحت غلاف s فقط ويمكن له
أن يأخذ 2 إلكترون , بينما الغلاف n=2 له تحت غلاف s و p ويمكن أن يأخذ 8
إلكترونات , n=3 له تحت غلاف s و p و d ويمكن أن يأخذ 18 إلكترون . وهكذا .
ويمكن أن يلاحظ أن السعة النهائية لأى تحت-غلاف هى 2l+1 ولغلاف 2n2 .
مثال تطبيقي
التوزيع الإلكتروني للغلاف الخامس :
الغلاف تحت-غلاف المدار الإلكترونات
n = 5 l = 0 m = 0 → 1 أوربيتال من النوع s → max 2 electrons
l = 1 m = -1, 0, +1 → 3 أوربيتال من النوع p → max 6 electrons
l = 2 m = -2, -1, 0, +1, +2 → 5 أوربيتال من النوع d → max 10 electrons
l = 3 m = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 → 7 أوربيتال من النوع f → max 14 electrons
l = 4 m = -4, -3 -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4 → 9 أوربيتال من النوعelectrons g → max 18
المجموع 50 إلكترون كحد أقصي
ويمكن كتابة هذه المعلومات كالتالي :5s2 5p6 5d10 5f14 5g18 ( راجع بالاسفل لمعرفة نظام الكتابة )
تحت
الأغلفة s,p,d,f ناتجة من ترتيب خطوط الطيف كالتالي : "حاد sharp" ,
"أساسي principal" , "مشوش diffuse" , "أصلي fundamental" , بناءا على
تركيبهم الدقيق . فعندما تم وصف أول أربعة أنواع للمدارات , كانوا تابعين
لأسماء الخطوط , ولم يكن لهم أسماء . أما g فتم تسميته طبقا للترتيب
الأبجدي الإنجليزى . الأغلفة التى لها أكثر من 5 تحت-غلاف غير ممكنة نظريا ,
حيث أن 5 تحت-اغلفة تغطى كل العناصر المكتشفة
نظام الكتابة
يستخدم
الفيزيائيون والكيميائيون نظام قياسي لكتابة التركيب الإلكتروني . وفى هذا
النظام يتم كتابة مختصر لإسماء العناصر والمدرات التى يحتويها بترتيب
زيادة الطاقة . وكل تحت-غلاف "مدار" يتم وصفه بعدد الإلكترونات التى
يتحتويها .
ولبرهه , فإن الحالة الأرضية للهيدروجين بها إلكترون
وحيد فى تحت-الغلاف s للغلاف الأول , وعلى هذا فإن تركيبه يكتب كالتالي :
1s1 . الليثيوم يوجد به 2 إلكترون فى تحت الغلاف 1s وإلكترون فى 2s الأعلى
طاقة وبذلك تكون تركيب حالته الأرضية يكون 1s22s1 . الفسفور ( الرقم الذري
15 ) يكون كالتالي : 1s22s22p63s23p3 .
وللذرات التى بها إلكترونات
عديدة , فإن هذا النظام لكتابة تركيبها الإلكتروني يكون أطول . ويتم
إختصارها غالبا طبقا لأقرب غاز نبيل مماثل للمدارات الأولى الموجودة
بالعنصر . فمثلا : يختلف الفوسفور عن النيون (1s22s22p6) بوجود المدار n=3 ,
وعلى هذا فإنه يتم تجاهل التوزيع الإلكتروني للنيون ويكتب التوزيع
الإلكتروني للفسفور كالتالي : [Ne]3s23p3.
كما أن هناك نظام أكثر سهولة لكتابة التوزيع الإلكتروني بكتابة عدد الإلكترونات لكل غلاف كالتالي ( الفسفور ) : 2-8-5 .
قاعدة أوف باو
فى
الحالة الأرضية للذرة ( الحالة التى توجد عليها بطبيعتها ) يتبع التوزيع
الإلكتروني قاعدة أوف باو . وطبقا لهذه القاعدة تدخل الإلكترونات فى
مستويات الطاقة الفرعية ذات الطاقة المخفضة أولا ثم تملأ الأعلى منها بعد
ذلك , والترتيب الذى يتم ملئ المستويات الفرعية به كالتالي :
s p d f g
1 1
2 2 3
3 4 5 7
4 6 8 10 13
5 9 11 14 17 21
6 12 15 18 22
7 16 19 23
8 20 24
زوج
الإلكترونات الذى نفس الدوران يكون له طاقة أقل من زوج الإلكترونات الذى
له دوران متعاكس . وحيث أن زوج الإلكترونات فى نفس المدار يجب أن يكون لهما
دوران متعاكس , فإن هذا يجعل الإلكترونات تفضل ملئ مدارات مختلفة فرادى
على أن تتواجد كزوج فى نفس المدار . وهذه الأفضلية توضح نفسها لو أن هناك
مستوى فرعي له l>0 ( مستوى فرعي به أكثر من مدار ) أقل من الممتلئ ,
فمثلا , لو أن المستوى الفرعي p به 4 إلكترونات , فإن 2 إلكترون سيجبروا أن
يشغلوا مدار واحد , و 2 إلكترون سيشغلوا 2 مدار , وسيكون دورانهم متساوي .
أى أنه لا يتم ملئ مدارات اى مستوى فرعي بأزواج الإلكترونات إلا بعد ملئ
مدارته المستقلة فرادى أولا , ويطلق على هذه الظاهرة قاعدة هوند .
ويمكن تطبيق قاعدة اوف باو , فى الشكل المعدل , للبروتون والنيترون فى نواة الذرة . ( شاهد نموذج الغلاف للفيزياء النووية ).
إستثناءات قاعدة أوف باو
المستوى
الفرعي d النصف ممتليء أو الممتليء ( أى به 5 أو 10 إلكترونات ) يكون أكثر
ثباتا من المستوى الفرعي s التالي له . فمثلا النحاس ( عدد ذري 29 ) له
التوزيع [Ar]4s1 3d10, وليس [Ar]4s2 3d9 , كما قد يتوقع طبقا لقاعدة أوف
باو . وبالمثل الكروم ( عدد ذري 24 ) له التوزيع [Ar]4s1 3d5, وليس [Ar]4s2
3d4
العنصر Z التوزيع الإلكتروني
Tin 22 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2
Vanadium 23 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3
Chromium 24 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5
Manganese 25 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5
Iron 26 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
Cobalt 27 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d7
Nickel 28 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d8
Copper 29 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10
Zinc 30 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10
Gallium 31 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p1
حيث Z = العدد الذري
||| تهجين (كيمياء)|||
يعرف
التهجين (بالإنجليزية: Orbital hybridisation) في علم الكيمياء انه عملية
خلط أو اندماج أو اتحاد بين مدارين أو أكثر للإلكترونات في نفس الذرة
مختلفين. ويكونان متقاربين في الطاقة لتنتج مدارات مهجنة جديدة متكافئة في
الطول والطاقة. ويحدث التهجين في نفس الذرة الواحدة وينتج مدارات متكافئة
في الشكل والطول والطاقة. ويجب أن تكون الذرة مثارة.وأن تكون المدارات
متقاربة في الطاقة مثل 2S مع 2P أو 4S مع 3d. وتكون عدد المدارات المهجنة
مساوية لعدد المدارات النقية الداخلة في التهجين.وتكون المدارات المهجنة
أكثر بروزاً إلى الخارج لتكون قدرتها على التداخل أقوى من قدرة المدارات
العادية.
تهجين من نوع sp 3 .
تهجين من نوع sp 2
التهجين في ذرة الكربون
التهجين في الكيمياء هو عملية الحصول على مجالات ذرية جديدة في ذرة عنصر ما نتيجة دمج مجالات ذرية معينة موجودة في مستوى طاقة معين .
ففي
ذرة الكربون مثلاً يمكن أن يحدث ثلاثة أنواع من التهجين ، يتم في النوع
الأول دمج مجال واحد من نوع S مع ثلاث مجالات من نوع P في مستوى الطاقة
الرئيسي الثاني ليتكون أربع مجالات مهجنة جديدة من نوع SP 3 .
وفي النوع الثاني يندمج مجال واحد من نوع S مع مجالين من نوع P ليتكون ثلاث مجالات مهجنة من نوع SP 2 .
وفي النوع الثالث يندمج مجال واحد من نوع S مع مجال واحد من نوع P ليتكون مجالين مهجنين من نوع SP .
بعض
الحقائق التي اثبتتها دراسة أشعة X والتي تمت على بعض الجزيئات تبين أن
جميع الروابط التي تربط بين الكربون والهيدروجين في جزيء الميثان روابط
متشابهة والزاوية بينها تساوي 109.5 درجة ، بينما الزوايا في الايثيلين 120
درجة وفي الاسيتلين 180درجة .
وفيما يلي تفصيل لعملية التهجين في الكربون :
[عدل] التهجين في ذرة الكربون المشبعة (في الألكانات)
من المعروف أن التوزيع الالكتروني العادي لذرة الكربون ذات الستة الكترونات هو : 1S 2 2S 2 2P 2
ووفق قاعدة هند يصبح التوزيع الالكتروني للكربون كالتالي : 1S 2 2S 2 2Px 1 2Py 1
السؤال الآن هل يمكن لذرة الكربون في الميثان مثلاً أن ترتبط بالهيدروجين وفق هذا التوزيع ؟
الجواب
بالطبع لا ... لأن ذرة الكربون هنا تحتوي على مجالين نصف ممتلئين فقط ولو
ارتبطت بهذا التوزيع مع الهيدروجين لتكون لنا جزيء صيغته CH 2 . وهذا
الجزيء لا وجودله .
ولكي ترتبط ذرة الكربون بأربعة ذرات هيدروجين
وتكون جزيء الميثان يجب أن يكون هناك أربعة مجالات نصف ممتلئة يحوي كل مجال
الكترون واحد .
هذا الكلام معقول إذاً المشكلة الآن هو لابد من
توفر أربعة مجالات نصف ممتلئة بالالكترونات وهذا ممكن فبالامكان أن ينتقل
الكترون من المجال 2S إلى المجال 2P لتتكون ذرة كربون مثارة بحيث تتوزع
فيها الالكترونات كالتالي : 1S 2 2S 1 2Px 1 2Py 1 2Pz 1
ولكن هذا
التصور أيضاً غير صحيح فلو ارتبطت ذرة الكربون المثارة هذه بالهيدروجين
فسيتكون فعلاً جزيء صيغته CH 4 ولكن ستكون هناك رابطة واحدة مختلفة كما أن
الزوايا الناتجة لن تكون 109.5 درجة بل ستكون 90درجة .
إذاً كيف ترتبط ذرة الكربون بالهيدروجين في الميثان ؟؟؟
الجواب
عند نظرية التهجين التي تقول أنه لكي ترتبط ذرة الكربون بأربعة ذرات
هيدروجين وتكون جزيء الميثان يجب أن يتوفر في ذرة الكربون أربعة مجالات
متشابهة ونصف ممتلئة وتكون الزوايا بينها 109.5 درجة وهذايتأتى بدمج المجال
S الموجود في مستوى الطاقة الثاني مع ثلاث مجالات من نوع P لتتكون أربعة
مجالات جديدة من نوع SP 3 بحيث تكون هذه المجالات الاربع في أركان هرم
رباعي السطوح والزوايا بينها 109.5 درجة .
بحيث يكون التوزيع الالكتروني لذرة الكربون المشبعة كالتالي : 1S 2 2( SP 3)1 ( SP 3)1 ( SP 3)1 ( SP 3)1
وبهذا
التصور يتكون جزيء الميثان CH 4 الذي يتخذ شكل هرم رباعي السطوح منتظم في
الفراغ وتكون جميع الروابط الاربعة متشابهة والزوايا بينها 109.5 درجة وهذا
ما أشارت إليه دراسات أشعة X التي اجريت على جزيء الميثان .
[عدل] التهجين في ذرة الكربون غير المشبعة ( في الألكينات)
في
ذرة الكربون التي ترتبط برابطة ثنائية فإنه يتم دمج مجال من نوع S مع
مجالين فقط من P ليتكون ثلاث مجالات من نوع SP 2 ويظل مجال من نوع P خارج
عملية التهجين وتكون هذه المجالات الثلاث في أركان مثلث متساوي الاضلاع
والزوايا بينها 120 درجة .
وعند تكوين جزيء الايثيلين مثلاً فإن
أحدهذه المجالات الثلاث من نوع SP 2 تكون رابطة من نوع سيجما بينما يدخل
المجال P الذي لم يشارك في عملية التهجين في تكوين الرابطة باي .
وبهذا يصبح التوزيع الالكتروني لذرة الكربون غير المشبعة في الالكينات كالتالي : 1S 2 2( SP 2) 1( SP 2) 1( SP 2) 1 Pz 1
[عدل] التهجين في ذرة الكربون غير المشبعة ( في الألكاينات )
في
ذرة الكربون التي ترتبط برابطة ثلاثية فإنه يتم دمج مجال من نوع Sمع مجال
واحد فقط من نوع P ليتكون مجالين من نوع SP ويظل مجالين من نوع P خارج
عملية التهجين وتكون هذين المجالين في شكل مستقيم والزاوية بينها 180 درجة .
وعند
تكوين جزيء الاسيتلين مثلاً فإن أحد هذين المجالين من نوع SP تكون رابطة
من نوع سيجما بينما يدخل المجالين P الذين لم يدخلا في عملية التهجين في
تكوين رابطتين من نوع باي .
وبهذا يصبح التوزيع الالكتروني لذرة الكربون غير المشبعة في الالكاينات كالتالي : 1S 2 2( SP ) 1( SP ) 1 Py 1 Pz 1
البنية الذرية ونظرية بور
1 – تمهيد
بعد اكتشاف الأطياف الخطية للعناصر حاول العلماء تفسير طيف ذرة
الهيدروجين ، ففي الفترة الواقعة بين عامي ( 1900 – 1905 ) م ، قام
العالمان ماكس بلانك وآلبرت أينشتاين بإجراء تجارب أثبتا بها أن للضوء
خاصية مزدوجة، فإضافة إلى خاصيته الموجية، فإن له خاصية الجسيمات المادية ،
وقد أدى ذلك إلى الاستنتاج. بأن الضوء ينبعث على شكل وحدات تسمى كل وحدة
منها فوتون. وإن كل فوتون يمتلك كمية محددة من الطاقة تتناسب مع تردده حسب
المعادلة الآتية :
ط = هـ × ت
إذ إن ط الطاقة ( جول
)، هـ ثابت بلانك ويساوي 6.63 × 10 –34 ( جول . ثانية )، ت التردد (هيرتز
). وهذا المقدار من الطاقة هو ما دعاه بلانك بالكوانتا ( الكم Quanta )،
وبذلك وضع بلانك الأساس لنظرية الكم (Quantum theory ).
؟
إذا علمت أن تردد الضوء الأحمر يساوي 4.6 × 10 14 هيرتز ، فاحسب طاقة الضوء الأحمر بالجول .
2-
نظرية بور لذرة الهيدروجين : استفاد العالم نيلز بور ( Bohr ) سنة 1913 م
من أفكار العالمين بلانك وآينشتاين في نظريتهما المتعلقة بمستويات الطاقة
في ذرة الهيدروجين، إِذ استطاع حساب طاقة الإِلكترون فيها وتفسير طيفها ،
وذلك بالاعتماد على أن انبعاث الضوء من الذرة يتم بترددات محددة (طاقة
محددة) مما يعني أن تغيرات الطاقة في الذرة عند انتقال الإلكترون بين
مستوياتها هي تغيرات معينة ومحددة ، وبالتالي فإن الإلكترون ( أو
الإلكترونات ) مقيدة بمستويات طاقة محددة. ويرجع السبب في اختياره لذرة
الهيدروجين هــو أنــها أبسـط الــذرات ( تتألف من بروتون وإلكترون ) كما
أن طيفها الذري أبسط الأطياف.
وتتضمن نظرية بور الافتراضات الآتية :
أ
- يدور الإلكترون حول النواة في مستويات ذات طاقة محددة وذات قطر محدد
ُتعرف بالطبقات الرئيسة تعتمد على بعد الإلكترون عن النواة . ويرمز لهذه
المستويات بحـرف ( K ، L ، M ، N ...... الخ ) أو بالأرقام ( n = ا1 ,2 ،
3 ، 4 ،5 ..... الخ )
ب - لا تشع إلكترونات الذرة أي جزء من الطاقة ولا تمتصها ما دامت تدور في أحد مستوياتها المحددة ولا تغيره
ج
- تمتص الذرة الطاقة بكميات محددة وتنتقل الإلكترونات من مستوى طاقة أقل (
أقرب إلى النواة ) إلى مستوى طاقة أعلى ( أبعد عن النواة ) وذلك عند تعريض
الذرة لطاقة فتصبح الذرة متهيجة.
د
- تشع الذرة كميات محددة من الطاقة ( كتلك التي تمتصها ) عند انتقال
الإلكترون من مستوى طاقة أعلى إلى مستوى آخر ذي طاقة أقل ، وينتج عن ذلك
طيف الإشعاع الخطي.
والطاقة التي يمتصها أو يشعها الإلكترون في كل نقلة تساوي الفرق بين طاقتي المستويين اللذين انتقل بينهما كما في الشكل ( 1 – 5 ).
ط = هـ × ت
إذ تمثل ط الفرق بين طاقتي المستويين اللذين انتقل بينهما الإلكترون
وقد
استطاع بور اشتقاق معادلة رياضية لحساب الطاقة التي يملكها الإلكترون في
كل مستوى طاقة ( طبقة رئيسة) في ذرة الهيدروجين وهذه المعادلة هي :
إذ تشيرُ n إلى رقم مستوى الطاقة الرئيس.
1- احسب طاقة كل من المستوى الثالث والرابع في ذرة الهيدروجين
2- كيف تتغير طاقة المستويات في ذرة الهيدروجين بالابتعاد عن النواة ؟
ولعلك تسأل لماذا تظهر الإشارة السالبة في المعادلة
يمكن لإلكترون ذرة الهيدروجين إذا اكتسب طاقة كافية أن ينتقل من
المستوى الذي يوجد فيه (المستوى الأول ) إلى مستوى اللانهاية حيث تكون طاقة
تجاذبه مع النواة تساوي صفراً, لذا فإن ارتباط الإلكترون بذرة الهيدروجين
سوف يحرر طاقة نتيجة للتجاذب مع النواة, وبالتالـي فــإن أي إلكتــرون
مرتبط بالــذرة سوف يملــك طاقة نسبيــة أقل مــن الصفــر ( سالبة ) كما في
الشكل ( 1 – 6 ).
تكبير الصورة تم تعديل ابعاد هذه الصورة. انقر هنا لمعاينتها بأبعادها الأصلية.
الشكل(1-6): مستويات الطاقة لذرة الهيدروجين
ادرس الشكل ( 1 – 6 ) , ولاحظ الاحتمالات المختلفة لعودة الإلكترون في
مجموعة من ذرات الهيدروجين من المستوى الثالث إلى المستوى الأول.
سوف تجد أن الإلكترون في بعض الذرات يمكن أن يعود في نقلتين؛ من المستوى
الثالث إلى المستوى الثاني في النقلة الأولى, ومن المستوى الثاني إلى
المستوى الأول في النقلة الثانية، وفي بعضها يمكن أن يعود في نقلة واحدة من
المستوى الثالث إلى المستوى الأول.
؟
جد عدد التغيرات الممكنة في الطاقة عند عودة الإلكترون في ذرة هيدروجين متهيجة من المستوى الرابع إلى المستوى الأول.
وفي كل نقلة يفقد الإلكترون مقداراً محدداً من الطاقة يساوي الفرق بين
طاقتي المستويين اللذين انتقل بينهما , وتنبعث الطاقة المفقودة على شكل
ضوء ( فوتون ) له تردد محدد يختلف في كل نقلة عن الأخرى مما يفسر الطيف
الخطي المميز لذرة الهيدروجين.
ويمكنك حساب طول الموجة ( ل ) وتردد الضوء ( ت ) المنبعث ( أو الممتص ) في نقلة كما يأتي :
إذا افترضت أن n 2 هو رقم مستوى الطاقة الأعلى , وأن n 1 هو رقم مستوى
الطاقة الأقـل ( n 2 > n 1 ) فإن الفرق في الطاقة ط (طاقة الفوتون
المنبعث أو الممتص ) يساوي :
حيث هـ: ثابت بلانك، س: سرعة الضوء.
مثال (1)
احسب الطاقة اللازمة لنقل إلكترون في ذرة الهيدروجين من المستوى الأول إلى المستوى الأول إلى المستوى الثالث.
أ – بوحدة الجول / ذرة ب – بوحدة الكيلو جول / مول.
الحل : بما أن المطلوب هو حساب الطاقة اللازمة لنقل الإلكترون من مستوى إلى مستوى آخر, يمكن استخدام المعادلة :
مثال (2)
ما طول موجة الضوء ( نانومتر ) المنبعث عند عودة الإلكترون في ذرة الهيدروجين من المستوى السادس إلى المستوى الأول ؟
الحل
: تعلم أنه عند عودة الإلكترون من مستوى ذي طاقة أعلى إلى مستوى ذي طاقة
أدنى , فإن الذرة تفقد مقداراً محدداً من الطاقة وهذه الطاقة المفقودة تكون
على شكل ضوء يمكن حساب طول موجته باستخدام العلاقة
1- إذا علمت أن طاقة أحد المستويات في ذرة الهيدروجين تـساوي -2.42 × 10 - 19 جول / ذرة , ما رقم هذا المستوى ؟
2- احسب الطاقة ( بالكيلو جول / مول ) اللازمة لنقل الإلكترون في ذرة الهيدروجين من المستوى الأول إلى المستوى الخامس
3- احسب تردد وطول موجة أحد خطوط طيف ذرة الهيدروجين الناتج من انتقال الإلكترون من المستوى الثالث إلى المستوى الثاني.
تختلف
الأيونات +He ، +Li 2 ، +Be 3 عن ذرة الهيدروجين في مقدار الشحنة
الموجبة في أنويتها مما يترتب عليه اختلاف في طاقة مستوياتها عن مستويات
الطاقة في ذرة الهيدروجين.
لقد أثبت نموذج بـور لبنية الـذرة جدواه لأبسط الذرات وهي ذرة الهـيـدروجيــن والأيونات الموجبة الشبـيهــة بها
(
+He ، +Li 2 ، +Be 3 ) أي التي تمتلك إلكتروناً واحداً كما في ذرة
الهيدروجين , ولكن حين حاول العلماء تطبيق نظرية بور على الذرات عديدة
الإلكترونات , في محاولـة لحســاب طاقــات مستويــات الطاقـة فيهـا
وبالتالي تفسير أطيافها الذرية لم يحالفهـم الحظ مثلما حالف بور بالنسبة
لذرة الهيدروجيــن . ويعود ذلك إِلى أن الأطياف الذرية للعناصر الأخرى أكثر
تعقيداً من الطيف الذري للهيدروجين , وهذا يعني ضمناً أن مستويات الطاقة
في ذرات العناصر عديدة الإلكترونات أكثر تعقيداً منها في ذرة الهيدروجين ,
فيبدو أن مستويات الطاقة فيها إِبتداءً من المستوى الثاني تشتمل على
مستويات فرعية عجزت نظرية بور عن وصفها و إِعطاء تفسير مقنع لها , لذلك نشط
البحث عن نظرية جديدة أكثر تطوراً.
حركة الالكترون حول نفسه .
من
الثابت علمياً اليوم أن الالكترونات تتحرك حول نفسها حركة مغزلية بمعنى
أنها تتحرك حول نفسها وذلك في اتجاه من اتجاهين ، إما باتجاه حركة عقارب
الساعة أو عكس اتجاه حركة عقارب الساعة .
ومن المعلوم أيضاً أن هذه الحركة هي سبب بقاء الالكترونين الموجودين في مجال واحد دون أن يتنافرا ( بإذن الله ) .
فالألكترونان
الموجودان في مجال الكتروني واحد يتحرك أحدهما حول نفسه باتجاه حركة عقارب
الساعة ويغزل الأخر عكس عقارب الساعة فيولد كل منهما مجال مغناطيسي مضاد
للأخر يتولد عن هذين المجالين المغناطيسيين المتعاكسين قوة جذب بين
الالكترونيين تتغلب على قوى التنافر بينهما والتي يسببها تشابه شحنة
الالكترونيين .
لكن كيف ينشأ المجال المغناطيسي ؟ وكيف تم اثبات أن للإلكترون حركة مغزلية ؟
في عام 1921قام كل من ( Otto Stern ) و ( Walther Gerlach ) بتجربة استطاعا من خلالها إثبات حركة الإلكترون المغزلية .
فقد
قاما بامرار حزمة من ذرات الفضة المتعادلة والناتجة من تبخير الفضة بين
قطبين مغناطيسيين مجهزين خصيصاً . ووجدا أن الحزمة تنفلق إلى حزمتين
منفصلتين أي أن نصف الذرات قد انحرفت في اتجاه معين وانحرف الباقي في
الاتجاه المقابل .
تكبير الصورة تم تعديل ابعاد هذه الصورة. انقر هنا لمعاينتها بأبعادها الأصلية.
وتفسير
ذلك أن كل الكترون يسلك مثل مغناطيس صغير وأن هذه المغناطيسية تنتج عن
الدوران الغزلي للشحنة السالبة وذلك لأنه من المعروف أن الدوران المغزلي
لأي شحنة يولد مجالاً مغناطيسياً .
وعندما يكون هناك الكترونين في
مجال واحد فإنهما يتحركان حول نفسيهما باتجاه متضاد فيلغي كل منهما
مغناطيسية الأخر أما الالكترون الموجود في مستوى الطاقة الأخير فتبقي
مغناطيسيته على اعتبار انه الكترون وحيد فبعض ذرات الفضة يتحرك الالكترون
الموجود في مستوى التكافؤ فيها باتجاه عقارب الساعة وبعضها يدور عكس عقارب
الساعة لذلك انفلقت الحزمة إلى حزمتين منفصلتين .
إذاً فهذه التجربة تثبت مايلي :
1_ أن المسؤول عن مغناطيسية العناصر هي الكترونات التكافؤ .
2_ أن العناصر التي تحتوي في مستوى التكافؤ على عدد فردي من الالكترونات يكون لها خواص مغناطيسية .
3_ أن الإلكترونين الموجودين في مجال الكتروني واحد يغزلان في اتجاه مضاد .
4_
أن الإلكترونات المفردة الموجودة في مستوى التكافؤ لعنصر ما يغزل بعضها في
اتجاه حركة عقارب الساعة والبعض الأخر يغزل عكس حركة عقارب الساعة .
==============================د
تهجين المجالات الذرية
أشارت
دراسات أشعة اكس التي تمت على الجزيئات التساهمية لغرض دراسة تركيبها
الهندسي الفراغي إلى أن المجالات الجزيئية المتكونة في الغالب لا تنتج من
تداخل مجالات ذرية عادية بل أنها مجالات جزيئية تتكون من تداخل مجالات
مختلفة ناتجة من عملية تهجين للمجالات الذرية العادية .
ففي جزيء
الميثان مثلاً وجد أن الروابط الأربعة الموجودة في الجزيء جميعها روابط
متماثلة ( متشابهة ) وأن الزاوية بين الروابط متساوية وتساوي 109.5 درجة .
وهذا
يعني أن هناك أربعة مجالات ذرية مهجنة ومتشابهة في ذرة الكربون تداخلت مع
المجال الذري الكروي في الهيدروجين وتكونت أربعة مجالات جزيئية ( روابط ) .
وهناك الحقيقة العديد من المجالات الذرية المهجنة سنعرض هنا لأهمها :
المجال
المهجن من نوع SP3 وهو مجال ناتج من دمج مجال واحد من نوع S مع ثلاث
مجالات من نوع P والموجودة في مستوى طاقة واحد ، كما هو الحال مثلاً في ذرة
الأكسجين المكونة للماء والنيتروجين في النشادر والكربون في الميثان .
أربعة مجالات من نوع sp3 ناتجة من دمج مجال من نوع s مع ثلاث مجالات من نوع p .
وتكون في أركان هرم رباعي السطوح بزاوية 109.5 درجة .
*************************************************
المجال
المهجن من نوع SP2 وهو مجال ناتج من دمج مجال واحد من نوع S مع مجالين من
نوع P ، كما هو الحال في ذرة الأكسجين المكونة لغاز الأكسجين O2 والكربون
في الايثلين .
طريقة الاندماج الخطي للمدارات الذرية والمدارات الجزيئية
تعبر
طريقة الاندماج الخطي للمدارات الذرية والمدارات الجزيئية (والتي يطلق
عليها LCAO MO) في الفيزياء الجزيئية عن تقنية لحساب المدارات الجزيئية في
كيمياء الكم. وقد كانت البداية في عام 1929 عن طريق سير جون لينارد جونز
وتم استكمالها بمعرفة أوجو فانو.
المدارات يتم التعبير عنها كاندماج
خطي للدوال الأساسية, والدوال الأساسية هي دوال لإلكترون واحد متمركز في
نواة ذرة الجزيء. وبتقليل الطاقة, يمكن تعيين مجموعة ملائمة من المعاملات
للاندماج الخطي.
ويتم هذا باستغلال التشابه في الجزيئات والمدارات
المتضمنة في الروابط. الخطوة الأولى في هذه العملية هي تعيين مجموعة نقطية
للجزيء. ومثال عام لهذا هو الماء, والذي له تجانس C2v ثم تقليل تمثيل
الترابط. وكل نقطة في نقاط التجمع تتم على الجزيء. وعدد الروابط التي لم
يتم تحريكها هي المميز لهذه العملية. وهذا التقليل التمثيلي يتم تحليله إلى
مجموع التمثيلات التي لم يتم تقليلها. وهذه التمثيلات التي لم يتم تقليلها
تنسجم مع تجانس المدارات المتضمنة.
توزيع إلكتروني
المدارات
الإلكترونية الذرية والجزيئية فى الفيزياء الذرية , التوزيع الإلكتروني هو
ترتيب الإلكترونات فى الذرة , الجزيء , أو أى جسم أخر . وبالتحديد هو مكان
تواجد الإلكترونات فى المدارات الذرية والجزيئية أو أى شكل من أشكال
المدارات الإلكترونية .
لماذا التوزيع الإلكتروني
تصور التوزيع الإلكتروني تم توقعه بناءا على ثلاث حقائق :
1-فى
الفراغ الضيق للذرة أو الجزيء , فإن طاقة وخواص الإلكترون الأخرى تكون
محددة كميا , أو مقيدة لحالة محددة . وهذه الحالات يتم تعيينها بالمدارات
الإلكترونية . وكل حالة بصفة عامة لها طاقة مختلفة عن أى حالة أخرى .
2-الإلكترونات
هى فيرميونات وعلى هذا فهى تقع تحت مبدأ الإستبعاد لباولي , والذى ينص على
أنه لا يمكن لإثنين من الفيرميونات أن يشغلا نفس حالة الكم . فبمجردج شغل
حالة بإلكترون , فإن الإلكترون التالي يجب ان يشغل حالة مختلفة . فى الذرات
, يتم تحديد حالات الكم بأربعة أرقام للكم الرئيسي .
3-حالة الإلكترون
تكون غير مستقرة لو أنه فى أى حالة غير حالة الطاقة الأقل . وفى وجود حالة
طاقة أقل , فإن الإلكترون فى زمن معين سينتقل لهذه الحالة ( وتنبعث منه
الطاقة الزائدة فى شكل فوتونات ).
وكنتيجة لذلك , أى نظام له توزيع
إلكتروني واحد ثابت . ولو تم تركه فى حالة إتزان , فسوف يكون له دائما هذا
التوزيع ( يطلق عليه الحالة الأرضية ) , وهذا بالرغم من أن الإلكترونات قد
تكون مثارة مؤقتا لأى توزيع أخر .
ويتم تحديد التوزيع الإلكتروني
لأى نظام بمداراته وعدد الإلكترونات الموجودة فيه . ولو هناك من يريد
إستنتاج هذا التوزيع , فيجب معرفة المدارات . وهذا سهل نسبيا للهيدروجين ,
ولكنه معقد للذرات الأخرى , وأكثر تعقيدا فى حالة الجزيئات .
تلخيص أرقام الكم
يتم
إعطاء حالة تواجد الإلكترون فى الذرة أربعة أرقام للكم . ثلاثة منها هى
خواص المدار الذري الذى يوجد فيه ( يوجد شرح لاحق فى هذه المقالة )
عدد
الكم الرئيسي والذى يرمز له بالرمز n ويأخذ قيمة أى عدد صحيح أكبر من أو
يساوي 1 . ويمثل الطاقة النهائية للمدار , وبعده عن النواة .
عدد الكم السمتي والذى يرمز له بالمز l ويأخذ أى قيمة عدد صحيح فى المدى . . ويحدد عزم المدار الزاوي .
عدد
الكم المغناطيسي والذى يرمز له بالرمز m ويأخذ أى قيمة صحيحة فى المدى .
ويحدد هذا الرقم إزاحة الطاقة للمدار الذري تحت تأثير مجال مغناطيسي خارجي (
ظاهرة زيمان ) .
العزم المغناطيسي الحقيقي لدى القطبين للإلكترون فى
مدار ذري ليس نتيجة لعزم الإلكترون الزاوي فقط , ولكن أيضا من لف الإلكترون
, والذى يعبر عنه بعدد الكم اللفي . عدد الكم اللفي خاصية حيوية للإلكترون
ولا تعتمد على الأرقام الأخرى . ويرمز لها بالرمز s وتأخذ فقط القيم +1/2
أو -1/2 ( أحيانا يرجع لها على أنها الدوران لأعلى أوأسفل )
غلاف إلكتروني
من ويكيبيديا, الموسوعة الحره
اذهب إلى: تصفح, بحث
يعنى المصطلح الغلاف الإلكتروني فى الفيزياء الذرية مجموعة من المدارات الذرية التى لها نفس عدد الكم الرئيسي n .
ويكون عدد الإلكترونات الموجودة فى كل غلاف مساوية للمعادلة : 2n2 حيث n هى عدد الكم الرئيسي .
وقد
تمت ملاحظة وجود الغلاف الإلكتروني لأول مرة عن طريق هنري موزلي أثناء
دراسته لإمتصاص أشعة إكس . وقد قام بإطلاق K , L , M عليها . والتى تساوى
القيم 3 , 2 , 1 على الترتيب .
وقد تم إطلاق المصطلح علاف إلكتروتي
عن طريق نموذج بور , حيث تتجمع مجموعات الإلكترونات فى شكل مداري حول
النواة بمسافات معينة , وعلى هذا فإن هذه المدارات تمثل أغلفة .
الأغلفة وتحت الأغلفة "المدارات أو الأوربيتالات"
الحالات
التى لها نفس قيم n متناسبة ويقال أنها تشغل نفس الغلاف الإلكتروني .
الحالات التى لها نفس قيم n و l تكون متناسبة اكثر , ويقال أنها تقع فى نفس
تحت-غلاف الإلكتروني . ولو أن الحالات تتشابه أيضا فى قيم m فيقال أن لها
نفس المدار الذري . ونظرا لأن الإلكترون له حالتان فقط للدوران , فإن
الأوربيتال الذري لا يمكن ان يحتوى على أكثر من 2 إلكترون ( مبدأ الإستبعاد
لباولي ) .
ولوهلة فإن الغلاف n=1 يمتلك تحت غلاف s فقط ويمكن له
أن يأخذ 2 إلكترون , بينما الغلاف n=2 له تحت غلاف s و p ويمكن أن يأخذ 8
إلكترونات , n=3 له تحت غلاف s و p و d ويمكن أن يأخذ 18 إلكترون . وهكذا .
ويمكن أن يلاحظ أن السعة النهائية لأى تحت-غلاف هى 2l+1 ولغلاف 2n2 .
مثال تطبيقي
التوزيع الإلكتروني للغلاف الخامس :
الغلاف تحت-غلاف المدار الإلكترونات
n = 5 l = 0 m = 0 → 1 أوربيتال من النوع s → max 2 electrons
l = 1 m = -1, 0, +1 → 3 أوربيتال من النوع p → max 6 electrons
l = 2 m = -2, -1, 0, +1, +2 → 5 أوربيتال من النوع d → max 10 electrons
l = 3 m = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 → 7 أوربيتال من النوع f → max 14 electrons
l = 4 m = -4, -3 -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4 → 9 أوربيتال من النوعelectrons g → max 18
المجموع 50 إلكترون كحد أقصي
ويمكن كتابة هذه المعلومات كالتالي :5s2 5p6 5d10 5f14 5g18 ( راجع بالاسفل لمعرفة نظام الكتابة )
تحت
الأغلفة s,p,d,f ناتجة من ترتيب خطوط الطيف كالتالي : "حاد sharp" ,
"أساسي principal" , "مشوش diffuse" , "أصلي fundamental" , بناءا على
تركيبهم الدقيق . فعندما تم وصف أول أربعة أنواع للمدارات , كانوا تابعين
لأسماء الخطوط , ولم يكن لهم أسماء . أما g فتم تسميته طبقا للترتيب
الأبجدي الإنجليزى . الأغلفة التى لها أكثر من 5 تحت-غلاف غير ممكنة نظريا ,
حيث أن 5 تحت-اغلفة تغطى كل العناصر المكتشفة
نظام الكتابة
يستخدم
الفيزيائيون والكيميائيون نظام قياسي لكتابة التركيب الإلكتروني . وفى هذا
النظام يتم كتابة مختصر لإسماء العناصر والمدرات التى يحتويها بترتيب
زيادة الطاقة . وكل تحت-غلاف "مدار" يتم وصفه بعدد الإلكترونات التى
يتحتويها .
ولبرهه , فإن الحالة الأرضية للهيدروجين بها إلكترون
وحيد فى تحت-الغلاف s للغلاف الأول , وعلى هذا فإن تركيبه يكتب كالتالي :
1s1 . الليثيوم يوجد به 2 إلكترون فى تحت الغلاف 1s وإلكترون فى 2s الأعلى
طاقة وبذلك تكون تركيب حالته الأرضية يكون 1s22s1 . الفسفور ( الرقم الذري
15 ) يكون كالتالي : 1s22s22p63s23p3 .
وللذرات التى بها إلكترونات
عديدة , فإن هذا النظام لكتابة تركيبها الإلكتروني يكون أطول . ويتم
إختصارها غالبا طبقا لأقرب غاز نبيل مماثل للمدارات الأولى الموجودة
بالعنصر . فمثلا : يختلف الفوسفور عن النيون (1s22s22p6) بوجود المدار n=3 ,
وعلى هذا فإنه يتم تجاهل التوزيع الإلكتروني للنيون ويكتب التوزيع
الإلكتروني للفسفور كالتالي : [Ne]3s23p3.
كما أن هناك نظام أكثر سهولة لكتابة التوزيع الإلكتروني بكتابة عدد الإلكترونات لكل غلاف كالتالي ( الفسفور ) : 2-8-5 .
قاعدة أوف باو
فى
الحالة الأرضية للذرة ( الحالة التى توجد عليها بطبيعتها ) يتبع التوزيع
الإلكتروني قاعدة أوف باو . وطبقا لهذه القاعدة تدخل الإلكترونات فى
مستويات الطاقة الفرعية ذات الطاقة المخفضة أولا ثم تملأ الأعلى منها بعد
ذلك , والترتيب الذى يتم ملئ المستويات الفرعية به كالتالي :
s p d f g
1 1
2 2 3
3 4 5 7
4 6 8 10 13
5 9 11 14 17 21
6 12 15 18 22
7 16 19 23
8 20 24
زوج
الإلكترونات الذى نفس الدوران يكون له طاقة أقل من زوج الإلكترونات الذى
له دوران متعاكس . وحيث أن زوج الإلكترونات فى نفس المدار يجب أن يكون لهما
دوران متعاكس , فإن هذا يجعل الإلكترونات تفضل ملئ مدارات مختلفة فرادى
على أن تتواجد كزوج فى نفس المدار . وهذه الأفضلية توضح نفسها لو أن هناك
مستوى فرعي له l>0 ( مستوى فرعي به أكثر من مدار ) أقل من الممتلئ ,
فمثلا , لو أن المستوى الفرعي p به 4 إلكترونات , فإن 2 إلكترون سيجبروا أن
يشغلوا مدار واحد , و 2 إلكترون سيشغلوا 2 مدار , وسيكون دورانهم متساوي .
أى أنه لا يتم ملئ مدارات اى مستوى فرعي بأزواج الإلكترونات إلا بعد ملئ
مدارته المستقلة فرادى أولا , ويطلق على هذه الظاهرة قاعدة هوند .
ويمكن تطبيق قاعدة اوف باو , فى الشكل المعدل , للبروتون والنيترون فى نواة الذرة . ( شاهد نموذج الغلاف للفيزياء النووية ).
إستثناءات قاعدة أوف باو
المستوى
الفرعي d النصف ممتليء أو الممتليء ( أى به 5 أو 10 إلكترونات ) يكون أكثر
ثباتا من المستوى الفرعي s التالي له . فمثلا النحاس ( عدد ذري 29 ) له
التوزيع [Ar]4s1 3d10, وليس [Ar]4s2 3d9 , كما قد يتوقع طبقا لقاعدة أوف
باو . وبالمثل الكروم ( عدد ذري 24 ) له التوزيع [Ar]4s1 3d5, وليس [Ar]4s2
3d4
العنصر Z التوزيع الإلكتروني
Tin 22 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2
Vanadium 23 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3
Chromium 24 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5
Manganese 25 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5
Iron 26 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
Cobalt 27 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d7
Nickel 28 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d8
Copper 29 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10
Zinc 30 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10
Gallium 31 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p1
حيث Z = العدد الذري
||| تهجين (كيمياء)|||
يعرف
التهجين (بالإنجليزية: Orbital hybridisation) في علم الكيمياء انه عملية
خلط أو اندماج أو اتحاد بين مدارين أو أكثر للإلكترونات في نفس الذرة
مختلفين. ويكونان متقاربين في الطاقة لتنتج مدارات مهجنة جديدة متكافئة في
الطول والطاقة. ويحدث التهجين في نفس الذرة الواحدة وينتج مدارات متكافئة
في الشكل والطول والطاقة. ويجب أن تكون الذرة مثارة.وأن تكون المدارات
متقاربة في الطاقة مثل 2S مع 2P أو 4S مع 3d. وتكون عدد المدارات المهجنة
مساوية لعدد المدارات النقية الداخلة في التهجين.وتكون المدارات المهجنة
أكثر بروزاً إلى الخارج لتكون قدرتها على التداخل أقوى من قدرة المدارات
العادية.
تهجين من نوع sp 3 .
تهجين من نوع sp 2
التهجين في ذرة الكربون
التهجين في الكيمياء هو عملية الحصول على مجالات ذرية جديدة في ذرة عنصر ما نتيجة دمج مجالات ذرية معينة موجودة في مستوى طاقة معين .
ففي
ذرة الكربون مثلاً يمكن أن يحدث ثلاثة أنواع من التهجين ، يتم في النوع
الأول دمج مجال واحد من نوع S مع ثلاث مجالات من نوع P في مستوى الطاقة
الرئيسي الثاني ليتكون أربع مجالات مهجنة جديدة من نوع SP 3 .
وفي النوع الثاني يندمج مجال واحد من نوع S مع مجالين من نوع P ليتكون ثلاث مجالات مهجنة من نوع SP 2 .
وفي النوع الثالث يندمج مجال واحد من نوع S مع مجال واحد من نوع P ليتكون مجالين مهجنين من نوع SP .
بعض
الحقائق التي اثبتتها دراسة أشعة X والتي تمت على بعض الجزيئات تبين أن
جميع الروابط التي تربط بين الكربون والهيدروجين في جزيء الميثان روابط
متشابهة والزاوية بينها تساوي 109.5 درجة ، بينما الزوايا في الايثيلين 120
درجة وفي الاسيتلين 180درجة .
وفيما يلي تفصيل لعملية التهجين في الكربون :
[عدل] التهجين في ذرة الكربون المشبعة (في الألكانات)
من المعروف أن التوزيع الالكتروني العادي لذرة الكربون ذات الستة الكترونات هو : 1S 2 2S 2 2P 2
ووفق قاعدة هند يصبح التوزيع الالكتروني للكربون كالتالي : 1S 2 2S 2 2Px 1 2Py 1
السؤال الآن هل يمكن لذرة الكربون في الميثان مثلاً أن ترتبط بالهيدروجين وفق هذا التوزيع ؟
الجواب
بالطبع لا ... لأن ذرة الكربون هنا تحتوي على مجالين نصف ممتلئين فقط ولو
ارتبطت بهذا التوزيع مع الهيدروجين لتكون لنا جزيء صيغته CH 2 . وهذا
الجزيء لا وجودله .
ولكي ترتبط ذرة الكربون بأربعة ذرات هيدروجين
وتكون جزيء الميثان يجب أن يكون هناك أربعة مجالات نصف ممتلئة يحوي كل مجال
الكترون واحد .
هذا الكلام معقول إذاً المشكلة الآن هو لابد من
توفر أربعة مجالات نصف ممتلئة بالالكترونات وهذا ممكن فبالامكان أن ينتقل
الكترون من المجال 2S إلى المجال 2P لتتكون ذرة كربون مثارة بحيث تتوزع
فيها الالكترونات كالتالي : 1S 2 2S 1 2Px 1 2Py 1 2Pz 1
ولكن هذا
التصور أيضاً غير صحيح فلو ارتبطت ذرة الكربون المثارة هذه بالهيدروجين
فسيتكون فعلاً جزيء صيغته CH 4 ولكن ستكون هناك رابطة واحدة مختلفة كما أن
الزوايا الناتجة لن تكون 109.5 درجة بل ستكون 90درجة .
إذاً كيف ترتبط ذرة الكربون بالهيدروجين في الميثان ؟؟؟
الجواب
عند نظرية التهجين التي تقول أنه لكي ترتبط ذرة الكربون بأربعة ذرات
هيدروجين وتكون جزيء الميثان يجب أن يتوفر في ذرة الكربون أربعة مجالات
متشابهة ونصف ممتلئة وتكون الزوايا بينها 109.5 درجة وهذايتأتى بدمج المجال
S الموجود في مستوى الطاقة الثاني مع ثلاث مجالات من نوع P لتتكون أربعة
مجالات جديدة من نوع SP 3 بحيث تكون هذه المجالات الاربع في أركان هرم
رباعي السطوح والزوايا بينها 109.5 درجة .
بحيث يكون التوزيع الالكتروني لذرة الكربون المشبعة كالتالي : 1S 2 2( SP 3)1 ( SP 3)1 ( SP 3)1 ( SP 3)1
وبهذا
التصور يتكون جزيء الميثان CH 4 الذي يتخذ شكل هرم رباعي السطوح منتظم في
الفراغ وتكون جميع الروابط الاربعة متشابهة والزوايا بينها 109.5 درجة وهذا
ما أشارت إليه دراسات أشعة X التي اجريت على جزيء الميثان .
[عدل] التهجين في ذرة الكربون غير المشبعة ( في الألكينات)
في
ذرة الكربون التي ترتبط برابطة ثنائية فإنه يتم دمج مجال من نوع S مع
مجالين فقط من P ليتكون ثلاث مجالات من نوع SP 2 ويظل مجال من نوع P خارج
عملية التهجين وتكون هذه المجالات الثلاث في أركان مثلث متساوي الاضلاع
والزوايا بينها 120 درجة .
وعند تكوين جزيء الايثيلين مثلاً فإن
أحدهذه المجالات الثلاث من نوع SP 2 تكون رابطة من نوع سيجما بينما يدخل
المجال P الذي لم يشارك في عملية التهجين في تكوين الرابطة باي .
وبهذا يصبح التوزيع الالكتروني لذرة الكربون غير المشبعة في الالكينات كالتالي : 1S 2 2( SP 2) 1( SP 2) 1( SP 2) 1 Pz 1
[عدل] التهجين في ذرة الكربون غير المشبعة ( في الألكاينات )
في
ذرة الكربون التي ترتبط برابطة ثلاثية فإنه يتم دمج مجال من نوع Sمع مجال
واحد فقط من نوع P ليتكون مجالين من نوع SP ويظل مجالين من نوع P خارج
عملية التهجين وتكون هذين المجالين في شكل مستقيم والزاوية بينها 180 درجة .
وعند
تكوين جزيء الاسيتلين مثلاً فإن أحد هذين المجالين من نوع SP تكون رابطة
من نوع سيجما بينما يدخل المجالين P الذين لم يدخلا في عملية التهجين في
تكوين رابطتين من نوع باي .
وبهذا يصبح التوزيع الالكتروني لذرة الكربون غير المشبعة في الالكاينات كالتالي : 1S 2 2( SP ) 1( SP ) 1 Py 1 Pz 1
البنية الذرية ونظرية بور
1 – تمهيد
بعد اكتشاف الأطياف الخطية للعناصر حاول العلماء تفسير طيف ذرة
الهيدروجين ، ففي الفترة الواقعة بين عامي ( 1900 – 1905 ) م ، قام
العالمان ماكس بلانك وآلبرت أينشتاين بإجراء تجارب أثبتا بها أن للضوء
خاصية مزدوجة، فإضافة إلى خاصيته الموجية، فإن له خاصية الجسيمات المادية ،
وقد أدى ذلك إلى الاستنتاج. بأن الضوء ينبعث على شكل وحدات تسمى كل وحدة
منها فوتون. وإن كل فوتون يمتلك كمية محددة من الطاقة تتناسب مع تردده حسب
المعادلة الآتية :
ط = هـ × ت
إذ إن ط الطاقة ( جول
)، هـ ثابت بلانك ويساوي 6.63 × 10 –34 ( جول . ثانية )، ت التردد (هيرتز
). وهذا المقدار من الطاقة هو ما دعاه بلانك بالكوانتا ( الكم Quanta )،
وبذلك وضع بلانك الأساس لنظرية الكم (Quantum theory ).
؟
إذا علمت أن تردد الضوء الأحمر يساوي 4.6 × 10 14 هيرتز ، فاحسب طاقة الضوء الأحمر بالجول .
2-
نظرية بور لذرة الهيدروجين : استفاد العالم نيلز بور ( Bohr ) سنة 1913 م
من أفكار العالمين بلانك وآينشتاين في نظريتهما المتعلقة بمستويات الطاقة
في ذرة الهيدروجين، إِذ استطاع حساب طاقة الإِلكترون فيها وتفسير طيفها ،
وذلك بالاعتماد على أن انبعاث الضوء من الذرة يتم بترددات محددة (طاقة
محددة) مما يعني أن تغيرات الطاقة في الذرة عند انتقال الإلكترون بين
مستوياتها هي تغيرات معينة ومحددة ، وبالتالي فإن الإلكترون ( أو
الإلكترونات ) مقيدة بمستويات طاقة محددة. ويرجع السبب في اختياره لذرة
الهيدروجين هــو أنــها أبسـط الــذرات ( تتألف من بروتون وإلكترون ) كما
أن طيفها الذري أبسط الأطياف.
وتتضمن نظرية بور الافتراضات الآتية :
أ
- يدور الإلكترون حول النواة في مستويات ذات طاقة محددة وذات قطر محدد
ُتعرف بالطبقات الرئيسة تعتمد على بعد الإلكترون عن النواة . ويرمز لهذه
المستويات بحـرف ( K ، L ، M ، N ...... الخ ) أو بالأرقام ( n = ا1 ,2 ،
3 ، 4 ،5 ..... الخ )
ب - لا تشع إلكترونات الذرة أي جزء من الطاقة ولا تمتصها ما دامت تدور في أحد مستوياتها المحددة ولا تغيره
ج
- تمتص الذرة الطاقة بكميات محددة وتنتقل الإلكترونات من مستوى طاقة أقل (
أقرب إلى النواة ) إلى مستوى طاقة أعلى ( أبعد عن النواة ) وذلك عند تعريض
الذرة لطاقة فتصبح الذرة متهيجة.
د
- تشع الذرة كميات محددة من الطاقة ( كتلك التي تمتصها ) عند انتقال
الإلكترون من مستوى طاقة أعلى إلى مستوى آخر ذي طاقة أقل ، وينتج عن ذلك
طيف الإشعاع الخطي.
والطاقة التي يمتصها أو يشعها الإلكترون في كل نقلة تساوي الفرق بين طاقتي المستويين اللذين انتقل بينهما كما في الشكل ( 1 – 5 ).
ط = هـ × ت
إذ تمثل ط الفرق بين طاقتي المستويين اللذين انتقل بينهما الإلكترون
وقد
استطاع بور اشتقاق معادلة رياضية لحساب الطاقة التي يملكها الإلكترون في
كل مستوى طاقة ( طبقة رئيسة) في ذرة الهيدروجين وهذه المعادلة هي :
إذ تشيرُ n إلى رقم مستوى الطاقة الرئيس.
1- احسب طاقة كل من المستوى الثالث والرابع في ذرة الهيدروجين
2- كيف تتغير طاقة المستويات في ذرة الهيدروجين بالابتعاد عن النواة ؟
ولعلك تسأل لماذا تظهر الإشارة السالبة في المعادلة
يمكن لإلكترون ذرة الهيدروجين إذا اكتسب طاقة كافية أن ينتقل من
المستوى الذي يوجد فيه (المستوى الأول ) إلى مستوى اللانهاية حيث تكون طاقة
تجاذبه مع النواة تساوي صفراً, لذا فإن ارتباط الإلكترون بذرة الهيدروجين
سوف يحرر طاقة نتيجة للتجاذب مع النواة, وبالتالـي فــإن أي إلكتــرون
مرتبط بالــذرة سوف يملــك طاقة نسبيــة أقل مــن الصفــر ( سالبة ) كما في
الشكل ( 1 – 6 ).
تكبير الصورة تم تعديل ابعاد هذه الصورة. انقر هنا لمعاينتها بأبعادها الأصلية.
الشكل(1-6): مستويات الطاقة لذرة الهيدروجين
ادرس الشكل ( 1 – 6 ) , ولاحظ الاحتمالات المختلفة لعودة الإلكترون في
مجموعة من ذرات الهيدروجين من المستوى الثالث إلى المستوى الأول.
سوف تجد أن الإلكترون في بعض الذرات يمكن أن يعود في نقلتين؛ من المستوى
الثالث إلى المستوى الثاني في النقلة الأولى, ومن المستوى الثاني إلى
المستوى الأول في النقلة الثانية، وفي بعضها يمكن أن يعود في نقلة واحدة من
المستوى الثالث إلى المستوى الأول.
؟
جد عدد التغيرات الممكنة في الطاقة عند عودة الإلكترون في ذرة هيدروجين متهيجة من المستوى الرابع إلى المستوى الأول.
وفي كل نقلة يفقد الإلكترون مقداراً محدداً من الطاقة يساوي الفرق بين
طاقتي المستويين اللذين انتقل بينهما , وتنبعث الطاقة المفقودة على شكل
ضوء ( فوتون ) له تردد محدد يختلف في كل نقلة عن الأخرى مما يفسر الطيف
الخطي المميز لذرة الهيدروجين.
ويمكنك حساب طول الموجة ( ل ) وتردد الضوء ( ت ) المنبعث ( أو الممتص ) في نقلة كما يأتي :
إذا افترضت أن n 2 هو رقم مستوى الطاقة الأعلى , وأن n 1 هو رقم مستوى
الطاقة الأقـل ( n 2 > n 1 ) فإن الفرق في الطاقة ط (طاقة الفوتون
المنبعث أو الممتص ) يساوي :
حيث هـ: ثابت بلانك، س: سرعة الضوء.
مثال (1)
احسب الطاقة اللازمة لنقل إلكترون في ذرة الهيدروجين من المستوى الأول إلى المستوى الأول إلى المستوى الثالث.
أ – بوحدة الجول / ذرة ب – بوحدة الكيلو جول / مول.
الحل : بما أن المطلوب هو حساب الطاقة اللازمة لنقل الإلكترون من مستوى إلى مستوى آخر, يمكن استخدام المعادلة :
مثال (2)
ما طول موجة الضوء ( نانومتر ) المنبعث عند عودة الإلكترون في ذرة الهيدروجين من المستوى السادس إلى المستوى الأول ؟
الحل
: تعلم أنه عند عودة الإلكترون من مستوى ذي طاقة أعلى إلى مستوى ذي طاقة
أدنى , فإن الذرة تفقد مقداراً محدداً من الطاقة وهذه الطاقة المفقودة تكون
على شكل ضوء يمكن حساب طول موجته باستخدام العلاقة
1- إذا علمت أن طاقة أحد المستويات في ذرة الهيدروجين تـساوي -2.42 × 10 - 19 جول / ذرة , ما رقم هذا المستوى ؟
2- احسب الطاقة ( بالكيلو جول / مول ) اللازمة لنقل الإلكترون في ذرة الهيدروجين من المستوى الأول إلى المستوى الخامس
3- احسب تردد وطول موجة أحد خطوط طيف ذرة الهيدروجين الناتج من انتقال الإلكترون من المستوى الثالث إلى المستوى الثاني.
تختلف
الأيونات +He ، +Li 2 ، +Be 3 عن ذرة الهيدروجين في مقدار الشحنة
الموجبة في أنويتها مما يترتب عليه اختلاف في طاقة مستوياتها عن مستويات
الطاقة في ذرة الهيدروجين.
لقد أثبت نموذج بـور لبنية الـذرة جدواه لأبسط الذرات وهي ذرة الهـيـدروجيــن والأيونات الموجبة الشبـيهــة بها
(
+He ، +Li 2 ، +Be 3 ) أي التي تمتلك إلكتروناً واحداً كما في ذرة
الهيدروجين , ولكن حين حاول العلماء تطبيق نظرية بور على الذرات عديدة
الإلكترونات , في محاولـة لحســاب طاقــات مستويــات الطاقـة فيهـا
وبالتالي تفسير أطيافها الذرية لم يحالفهـم الحظ مثلما حالف بور بالنسبة
لذرة الهيدروجيــن . ويعود ذلك إِلى أن الأطياف الذرية للعناصر الأخرى أكثر
تعقيداً من الطيف الذري للهيدروجين , وهذا يعني ضمناً أن مستويات الطاقة
في ذرات العناصر عديدة الإلكترونات أكثر تعقيداً منها في ذرة الهيدروجين ,
فيبدو أن مستويات الطاقة فيها إِبتداءً من المستوى الثاني تشتمل على
مستويات فرعية عجزت نظرية بور عن وصفها و إِعطاء تفسير مقنع لها , لذلك نشط
البحث عن نظرية جديدة أكثر تطوراً.
