التركيب الذري
التركيب الذري
الذرّة هي أصغر وحدة بنائية للمادة تحتفظ بخواص العنصر، وفهم تركيبها هو مفتاح الكيمياء كلّها. في هذا الدرس نبني الذرّة من الداخل: جسيماتها، نظائرها، أعداد الكم، ثم التوزيع الإلكتروني والخواص الدورية — وهي من أكثر أبواب التحصيلي وروداً.
البروتونات والنيوترونات في النواة الصغيرة الثقيلة، والإلكترونات خفيفة تدور حولها في مستويات طاقة.١. مكوّنات الذرة
تتكوّن الذرّة من ثلاثة جسيمات أساسية تختلف في الشحنة والكتلة والموقع:
| الجسيم | الرمز | الشحنة | الكتلة (و.ك.ذ) | الموقع |
|---|---|---|---|---|
| بروتون | p+ | +١ | ١ | النواة |
| نيوترون | n٠ | ٠ | ١ | النواة |
| إلكترون | e− | −١ | ≈ ٠ | السحابة الإلكترونية |
- العدد الذري Z = عدد البروتونات = عدد الإلكترونات (في الذرة المتعادلة).
- العدد الكتلي A = عدد البروتونات + عدد النيوترونات.
- عدد النيوترونات = A − Z.
ذرّة صوديوم رمزها ٢٣Na وعددها الذري Z = ١١. كم عدد النيوترونات فيها؟
- البروتونات = Z = ١١.
- عدد النيوترونات = A − Z = ٢٣ − ١١ = ١٢ نيوتروناً.
- الإلكترونات = ١١ (لأنها متعادلة).
٢. النظائر
النظائر هي ذرّات لنفس العنصر تتفق في العدد الذري Z وتختلف في العدد الكتلي A، بسبب اختلاف عدد النيوترونات فقط.
نظائر الكربون: كلها Z=٦ (كربون) لكنها تختلف في عدد النيوترونات فتختلف كتلتها.١٢C (٦ بروتونات + ٦ نيوترونات) و١٣C (٦ + ٧) و١٤C (٦ + ٨) — جميعها كربون لأن Z ثابت، والاختلاف في الكتلة فقط.
٣. أعداد الكم الأربعة
كل إلكترون في الذرة يوصف بأربعة أعداد كم تحدّد موقعه وطاقته واتجاهه:
| عدد الكم | الرمز | القيم | يحدّد |
|---|---|---|---|
| الرئيسي | n | ١، ٢، ٣، … | مستوى الطاقة (الحجم) |
| الثانوي | ℓ | ٠ إلى (n−١) | شكل المدار (s, p, d, f) |
| المغناطيسي | mℓ | −ℓ إلى +ℓ | اتجاه المدار في الفراغ |
| المغزلي | ms | +½ أو −½ | اتجاه دوران (مغزل) الإلكترون |
ربط ℓ بالمدارات:
- ℓ = ٠ ← مدار s (كروي).
- ℓ = ١ ← مدار p (فصّي).
- ℓ = ٢ ← مدار d.
- ℓ = ٣ ← مدار f.
٤. التوزيع الإلكتروني
يُبنى التوزيع الإلكتروني وفق ثلاث قواعد أساسية:
تُملأ المدارات الأقل طاقة أولاً بالترتيب: 1s ← 2s ← 2p ← 3s ← 3p ← 4s ← 3d ← 4p ← 5s ← 4d …
لا يشترك إلكترونان في نفس الذرة في أعداد الكم الأربعة جميعها؛ أي أقصى إلكترونين في كل مدار.
تُوزَّع الإلكترونات فرادى أولاً في المدارات المتساوية الطاقة قبل أن تتزاوج.
وزّع إلكترونات الحديد Fe حيث Z = ٢٦.
- نملأ حسب أوفباو حتى نستهلك ٢٦ إلكتروناً.
- التوزيع: 1s² 2s² 2p٦ 3s² 3p٦ 4s² 3d٦.
- لاحظ أن 4s يُملأ قبل 3d لأنه أقل طاقة — لكن عند التأيّن تُفقد إلكترونات 4s أولاً.
احفظ استثناءات الاستقرار: الكروم Cr = [Ar] 4s١ 3d٥ والنحاس Cu = [Ar] 4s١ 3d١٠ — لأن نصف الممتلئ (d٥) والممتلئ تماماً (d١٠) أكثر استقراراً.
٥. الجدول الدوري والخواص الدورية
تتغيّر خواص العناصر بانتظام عبر الدورة (يميناً←يساراً في الجدول) وعبر المجموعة (لأسفل):
| الخاصية | في الدورة (←) | في المجموعة (↓) |
|---|---|---|
| نصف القطر الذري | يقل | يزداد |
| طاقة التأيّن | تزداد | تقل |
| الكهروسالبية | تزداد | تقل |
| الميل الإلكتروني | يزداد | يقل |
نصف القطر عكس البقية! كلّما زاد نصف القطر قلّت طاقة التأين والكهروسالبية والميل الإلكتروني — احفظ اتجاهاً واحداً واعكسه للباقي.
- الخلط بين العدد الذري والعدد الكتلي: Z = بروتونات فقط، A = بروتونات + نيوترونات.
- نسيان أن 4s يُملأ قبل 3d لكنه يُفرَّغ أولاً عند التأيّن.
- الخلط بين ℓ=١ (مدار p) و ℓ=٢ (مدار d).
- نسيان استثناءات التوزيع: Cr = [Ar] 4s١ 3d٥ و Cu = [Ar] 4s١ 3d١٠.
الخلاصة
- الذرة = بروتونات ونيوترونات في النواة، وإلكترونات حولها؛ Z = البروتونات، A = البروتونات + النيوترونات، والنيوترونات = A − Z.
- النظائر تتفق في Z وتختلف في A (اختلاف عدد النيوترونات).
- أعداد الكم الأربعة (n, ℓ, mℓ, ms) تصف كل إلكترون؛ ℓ يحدّد شكل المدار وعدد المدارات = ٢ℓ+١.
- التوزيع الإلكتروني يتبع أوفباو وباولي وهوند؛ انتبه لاستثناءي Cr و Cu وأن 4s تُفقد أولاً عند التأين.
- عبر الدورة: نصف القطر يقل وبقية الخواص تزداد؛ أسفل المجموعة: العكس.