ساختار اتم

مطالعه روي عنصرها به حدود ۲۵۰۰ سال پيش برمي گردد. دالتون با استفاده از واژه يوناني اتم که به معناي تجزيه ناپذير است، ذره هاي سازنده عنصرها را توضيح داد. وي نظريه ي خود را در هفت بند بيان کرد. اگر چه امروز مي دانيم که اتم ها خود از ذرات کوچکتري تشکيل شده اند اما هنوز باور داريم که اتم کوچکترين ذره اي است که خواص شيميايي و فيزيکي يک عنصر به آن بستگي دارد.

 الکترون نخستين ذره زير اتمي

اجراي آزمايش هاي بسياري با الکتريسته، مقدمه اي براي شناخت ساختار دروني اتم بوده است. کشف الکتريسته ساکن، وقوع واکنش شيميايي به هنگام عبور جريان برق از ميان محلول يک ترکيب شيميايي فلزدار(برقکانت)، و آزمايش هاي بسيار روي لوله ي پرتو کاتدي منجر به شناخت الکترون شد.

لوله پرتو کاتدي لوله اي شيشه اي است که بيشتر هواي آن خارج شده است. در دو انتهاي اين لوله دو الکترود فلزي نصب شده است. هنگامي که يک ولتاژ قوي بين اين دو الکترود اعمال شود، پرتوهايي از الکترود منفي (کاتد) به سمت الکترود مثبت (آند) جريان مي يابد که به آن پرتوهاي کاتدي مي گويند. اين پرتوها بر اثر برخورد با يک ماده ي فلوئور سنت نور سبز رنگي ايجاد مي کنند.

تامسون موفق شد نسبت بار به جرم الکترون را به کمک اين آزمايش ها اندازه گيري کند.

 پس از آن رابرت ميليکان توانست مقدار بار الکتريکي الکترون را اندازه بگيرد. به اين ترتيب جرم الکترون نيز با کمک نسبت بدست آمده تامسون محاسبه شد. بار الکترون ^۱۹-۱۰*۶۰۲/۱ کولن و جرم الکترون    ^۲۸-۱۰*۱۰۹/۹ گرم است.

 پرتو زايي

در حالي که تامسون روي پرتوهاي کاتدي آزمايش کرد، هم زمان هانری بکرل فيزيکداني که روي خاصيت فسفرسانس مواد شيميايي کار مي کرد با پديده ي جالبي روبرو شد. اين پديده پرتوزايي و مواد داراي اين خاصيت پرتوزا ناميده شدند.

 بعد از آن رادرفورد به اين موضوع علاقه مند شد و پس از سال ها تلاش فهميد، اين تابش خود ترکيبي از سه نوع تابش مختلف آلفا ، بتا، و گاما مي باشد. (شکل زیر): 

                                             

مدل اتمی تامسون

تامسون پس از کشف الکترون ساختاري براي اتم پيشنهاد کرد که در آن الکترون ها با بار منفي در فضاي ابر گونه ای با بار مثبت پراکنده اند و جرم اتم را مربوط به جرم الکترون ها مي دانست، حال آنکه فضاي ابرگونه مثبت را بدو ن جرم مي دانست. 

                                

مدل اتمی رادرفورد

رادرفورد نتوانست تشکيل تابش هاي حاصل از مواد پرتوزا را به کمک مدل اتمي تامسون توجيه کند. و پس از آزمايش هاي بسيار، نادرست بودن مدل تامسون را اثبات کرد. او در آزمايش خود ورقه نازکي از طلا را با ذره هاي آلفا بمباران کرد، به اميد آنکه همه ي ذره هاي پرانرژي و سنگين آلفا که داراي بار مثبت نيز هستند با کمترين انحراف از اين ورقه نازک طلا عبور کنند. اما مشاهده کرد که تعداد کمي از ذرات منحرف شده خارج مي شوند و تعداد بسيار کمي از آن به طور کامل منحرف شده و به عقب برمي گردند. 

                               

پس نتيجه گرفت که حتماً يک هسته کوچک در مرکز اتم وجود دارد که محل تمرکز بارهاي مثبت است و تقريباً تمام جرم اتم نيز در درون اين هسته است که توانايي به عقب راندن ذره هاي سنگين و پرانرژي آلفا را دارد.

رادرفورد با استفاده از نتايج اين آزمايش مدل «اتم هسته دار» را پيشنهاد کرد.

ديگر ذره هاي سازنده اتم

پروتون ذره اي با بار نسبي +۱ و جرمي ۱۸۳۷ بار سنگين تر از جرم الکترون، دومين ذره ي سازنده اتم است.

نوترون ذره اي است که بار الکتريکي ندارد و جرم آن برابر جرم پروتون است، سومين ذره ي سازنده اتم است.

عدد اتمي ، عددي است که تعداد پرتون ها را در اتم مشخص مي کند و با Z  نشان داده مي شود.

از آنجا که اتم ذره اي خنثي است، بنابر اين تعداد الکترون ها و پروتون هاي آن بايد برابر باشد، پس عدد اتمي تعداد الکترون ها در يک اتم را نيز مشخص مي کند.

 عدد جرمي و ايزوتوپ ها

به مجموع تعداد پروتون ها و نوترون هاي يک اتم عدد جرمي مي گويند. عدد جرمي با A نشان داده مي شود. A = Z+ N

اندازه گيري جرم اتم ها با کمک دستگاه طيف سنج نشان مي دهد که همه اتم هاي يک عنصر جرم يکساني ندارند. از آنجا که عدد اتمي در واقع تعداد پروتون ها در همه اتم هاي يک عنصر يکسان است، پس تفاوت جرم بايد مربوط به تعداد نوترون هاي موجود در هسته ي اتم باشد. اين مطالعات به معرفي مفهوم ايزوتوپ انجاميد. ايزوتوپ ها اتم هاي يک عنصر هستند که عدد اتمي يکسان و عدد جرمي متفاوت دارند.

براي مثال آزمايش ها وجود دو ايزوتوپ کلر – ۳۵ (^۳۵_۱۷CL) و کلر – ۳۷ (^۳۷_۱۷CL) را به اثبات رسانده است.

 شيمي دان ها اطلاعات هر اتم را بصورت زير مي نويسند:

                             

جرم يک اتم

شيمی دان ها براي بيان جرم عنصرها بدين صورت عمل کردند که فراوان ترين ايزوتوپ کربن يعني کربن ۱۲ (¹²₆C) را به عنوان استاندارد انتخاب کردند و جرم عنصرهاي ديگر را با استفاده از نسبت هايي که در محاسبات آزمايشگاهي بدست آمده بود، بيان کردند.

به عنوان مثال جرم اتم اکسيژن ۳۳/۱ برابر جرم اتم کربن است. با توجه به اينکه جرم اتم کربن ۱۲ مي باشد می توان جرم اتم اکسيژن را محاسبه کرد. در اين مقياس جرم اتم اکسيژن برابر ۰۰/۱۶ خواهد شد.

 واحد جرم اتمي amu است که کوتاه شده ي عبارت atomic mass unit است. در اين مقياس جرم پروتون و نوترون ۱amu است.

با توجه به وجود ايزوتوپ ها و تفاوت در فراواني آنها، براي گزارش جرم نمونه هاي طبيعي از اتم عنصرهاي مختلف جرم اتمي ميانگين به کار مي رود.

 طيف نشري خطي

رابرت بونزن شيميدان آلماني دستگاه طيف بين را طراحي کرد. هنگامي که او مقداري از يک ترکيب مس دار مانند کات کبود را در شعله ي مشعل دستگاه قرار داد، مشاهده کرد که شعله از آبي به سبز تغيير رنگ داد. او اين نور سبز رنگ را از يک منشور عبور داد و الگويي مانند شکل ۴ بدست آورد. او اين الگو را طيف نشري خطي ناميد. هر فلز طيف نشري خطي خاص خود را داراست و مانند اثر انگشت مي توان از اين طيف براي شناسايي فلز مورد نظر بهره گرفت.

 مدل اتمي بور

در سال ۱۹۱۳ نيلز بور دانشمند دانمارکي مدل تازه اي را براي اتم هيدروژن با فرض هاي زير ارائه کرد:

1– الکترون  در اتم هيدروژن در مسيري دايره اي شکل به دور هسته گردش مي کند.

2– انرژي الکترون با فاصله ي آن از هسته رابطه مستقيم دارد.

3– اين الکترون فقط مي تواند در فاصله هاي معين و ثابتي پيرامون هسته گردش کند. در واقع الکترون تنها مجاز است که مقادير معيني انرژي را بپذيرد. به هريک از اين مسيرهاي دايره اي، تراز انرژي مي گويند.

4– اين الکترون معمولاً در پائين ترين تراز انرژي ممکن قرار دارد. به اين تراز انرژي حالت پايه مي گويند.

5– با دادن مقدار معيني انرژي به اين الکترون مي توان آن را از حالت پايه (ترازي با انرژي کمتر) به حالت برانگيخته (ترازي با انرژي بالاتر) انتقال داد.

6– الکترون در حالت برانگيخته ناپايدار است، از اين رو همان مقدار انرژي را که پيش از اين گرفته بود از دست مي دهد و به حالت پايه برمي گردد.

به اين گونه انرژي که بصورت يک بسته ي انرژي مبادله مي شود، انرژي کوانتومي يا پيمانه اي مي گويند. بور با کوانتيده در نظر گرفتن ترازهاي انرژي توانست طيف نشري خطي هيدروژن را توجيه کند.

مدل کوانتومي اتم

اين مدل در سال ۱۹۲۶ توسط اروين شرودينگر مطرح شد. وي در اين مدل از حضور الکترون در فضايي سه بعدي به نام اوربيتال سخن به ميان آورد. همان گونه که براي مشخص کردن موقعيت يک جسم در فضا به سه عدد (طول ، عرض و ارتفاع) نياز است، براي مشخص کردن هر يک از اوربيتال هاي يک اتم نيز به چنين داده هايي نياز داريم. شرودينگر به اين منظور از سه عدد M₁ و  L و n استفاده کرد که عددهاي کوانتومي خوانده مي شوند.

 عدد کوانتومي اصلي (n)

عددي است که بور براي مشخص کردن ترازهاي انرژي يا همان لايه هاي الکتروني به کار برد. ۱= n پايدارترين لايه انرزي را نشان مي دهد. هر چه n بالاتر رود سطح انرژي لايه هاي الکتروني افزايش مي يابد و فاصله ي آن لايه از هسته دورتر مي شود. لايه هاي الکتروني خود از گروه هاي کوچک تر به نام زير لايه تشکيل شده اند.عدد n تعداد زير لايه هاي هر لايه را هم مشخص مي کند. مثلاً در لايه الکتروني ۲= n دو زير لايه وجود دارد.

 عدد کوانتومي اوربيتالي (L) 

 نشان دهنده ي شکل ، انرژي و تعداد اوربيتال ها است.

L مي تواند مقادير ۰ تا  1 - n  را در بر بگيرد.

1 اوربيتال کردي                 L=0         S

اوربيتال دمبلي                 L=1          P

5 اوربيتال                        L=2          D

7 اوربيتال                        L=3          F

 عدد کوانتومي مغناطيسي (_۱m)

جهت گيري اوربيتال ها را در فضا معين مي کند. _۱m مي تواند مقاديري از L – تا L + دارا باشد. با در نظر گرفتن محورهاي X ، y ، z قرار مي گيرد و به صورت p_X ؛ p_Y ؛  p_Z نشان داده مي شود.

براي آدرس دادن اوربيتال ها به شيوه ي زير عمل مي شود:

 براي مثال2p_x نشان مي دهد که اين اوربيتال دمبلي شکل در لايه الکتروني دوم و در زيرلايه ي p قرار دارد و در راستاي محور Xها جهت گيري کرده است.

 عدد کوانتومي مغناطيسي اسپين (M_S) 

مربوط به جهت حرکت الکترون به دور خودش است. دانشمندان افزون بر حرکت اوربيتالي ، يک حرکت اسپيني نيز به الکترون نسبت داده اند (حرکت الکترون به دور خود  M_S تنها دو مقدار (½+ براي چرخش در جهت عقربه هاي ساعت و ½- براي چرخش در خلاف جهت حرکت عقربه هاي ساعت) دارد.

 طبق اصل پائولي در هر اوربيتال حداکثر دو الکترون آن هم با اسپين مخالف قرار مي گيرند.

 اگر براي رسم آرايش الکتروني اتم عنصرهاي ديگر از اتم هيدروژن شروع کنيم و سپس يک به يک بر تعداد پروتون هاي درون هسته بيفزائيم، بدين گونه اتم عنصرهاي سنگين تر از هيدروژن را به ترتيب افزايش عدد اتمي ساخته ايم. به اين شيوه، اصل آفبا مي گويند.

 آرایش الکترونی عناصر

آرایش الکترونی نحوه چنیش الکترون ها را در لایه‌های اطراف هسته اتم نشان می‌دهد.کار را با اتم هیدروژن که یک الکترون در اوربیتال s1 دارد، آغاز می‌کنیم. با افزودن یک الکترون، آرایش الکترونی اتم عنصر بعدی He که ²s1 است بدست می‌آید. به این ترتیب از عنصری به عنصر بعدی می‌رویم تا به آرایش الکترونی اتم مورد نظر می‌رسیم. این روش در ابتدا از طرف ولفگانگ پائولی مطرح شد و به روش «بناگذاری» موسوم است.

الکترون متمایز کننده

الکترونی که در روش بناگذاری ، به آرایش الکترونی یک عنصر افزوده می‌شود تا عنصر بعدی بدست آید، الکترون متمایز کننده نامیده می‌شود.

این الکترون، آرایش الکترونی اتم یک عنصر را از اتم عنصر پیشین متمایز می‌کند. الکترون متمایز کننده در هر مرحله به اوربیتال خالی دارای کمترین انرژی افزوده می‌شود.

آرایش الکترونی صحیح عناصر

                                                               

آرایش الکترونی صحیح عناصر به صورت زیر است:

1s ، 2s ، 2p ، 3s ، 3p ، 4s ،  3d ،4p ، 5s ، 4d ، 5p ، 6s ، 4f ، 5d ، 6p ، 7s ،5f ، 6d ، 7p

انرژی لایه‌های فرعی

انرژی همه اوربیتال های یک زیرلایه یکسان است. مثلا انرژی هر اوربیتال p3 برابر انرژی هر یک از دو اوربیتالp3 دیگر است. تمام پنج اوربیتالd3  نیز انرژی یکسان دارند. اما در یک لایه اصلی ، زیرلایه های مختلف انرژی متفاوت دارند.

 برای هر مقدار n ، انرژی زیرلایه ها به ترتیب s < p < d < f افزایش می‌یابند.

در  n = 3 ، اوربیتال s3 کمترین انرژی، اوربیتال هایp3 ، انرژی متوسط و اوربیتال های d3 حداکثر انرژی را دارند.

 گاهی انرژی اوربیتال های مربوط به لایه های مختلف، همپوشانی دارند. مثلا" در بعضی از اتم ها ، اوربیتالs4 ، کم انرژی‌تر از اوربیتالd3 است.

ترتیب قرار دادن اوربیتال ها

ترتیب معینی برای قرار دادن متوالی اوربیتال ها برحسب انرژی که برای تمام اتم ها صدق می‌کند، وجود ندارد. در فرآیند فرضی بناگذاری ، خصلت اتم به موازات افزایش یافتن تعداد پروتون و نوترون در هسته و نیز اضافه شدن تعداد الکترون ها تغییر می‌کند. خوشبختانه، تغییرات ترتیب انرژی اوربیتالی از عنصری به عنصر بعد به تدریج و بطور منظم صورت می‌پذیرد. این ترتیب تنها برای موقعیت های اوربیتالی که الکترون متمایز کننده در فرآیند بناگذاری در آن جا می‌گیرد صادق است .به این ترتیب که ازs1 شروع می‌کنیم و به تدریج اوربیتال های بالاتر را پر می‌کنیم. باید توجه کنیم که در زیرلایه p سه اوربیتال، در d پنج اوربیتال و در f هفت اوربیتال وجود دارد. هر زیرلایه را پیش از آنکه به زیرلایه بعدی الکترون داده شود، پر می‌کنیم.

جدول تناوبی و آرایش الکترونی

برای بدست آوردن آرایش الکترونی می‌توان جدول تناوبی را مورد استفاده قرار داد. نوع الکترون متمایز کننده به موقعیت عنصر در جدول تناوبی ارتباط داده می‌شود. توجه کنید که جدول را می‌توان به یک دسته «s» ، یک دسته «p» ، یک دسته «d» ، و یک دسته «f» تقسیم کرد. برای عناصر دسته «s» ، و دسته «p» ، عدد کوانتومی اصلی الکترون متمایز کننده ، مساوی شماره تناوب ، برای عناصر دسته «d» برابر با شماره تناوب منهای یک و برای عناصر دسته «f» مساوی با شماره تناوب منهای دو است.

·  برای آنکه بتوانید بحث را برای بدست آوردن آرایش الکترونی تعقیب کنید، باید یک جدول تناوبی دم دست داشته باشید. به عنوان مثال ، اولین تناوب از دو عنصر تشکیل شده است، (هیدروژن و هلیوم)که هر دوی آنها ، از عناصر دسته «s» هستند. آرایش الکترونی هیدروژن¹s1 و از آن هلیوم²s1 است.

· تناوب دوم با لیتیم (1s¹ 2s¹) و بریلیم (1s² 2s²) آغاز می‌شود که در آنها الکترون ها به اوربیتال s2 افزوده می‌شوند. در شش عنصری که این تناوب را تکمیل می‌کنند، یعنی بور (1s² 2s² 2p¹)  تا گاز نجیب نئون (1s² 2s² 2p⁶) الکترونها یک به یک به سه اوربیتالp2 افزوده می‌شوند.

·  الگوی تناوب دوم در تناوب سوم نیز تکرار می‌شود. دو عنصر دسته «s» ، سدیم(1s² 2s² 2p⁶ 3s¹ ) و منیزیم (1s² 2s² 2p⁶ 3s²) هستند. شش عنصر «دسته p» از آلومینیوم (1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p¹) تا گاز نجیب آرگون (1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶) را در بر می‌گیرند.

·   در بحث مربوط به آرایش الکترونی بقیه عناصر ، تنها اوربیتالهای بیرونی نشان داده خواهند شد.