w w w . m a s h r e g h i . c o m

 

ساختار اتم و آرايش الكتروني

 

 

ساختار اتم و آرايش الكتروني

 

 

ذره هاي سازنده ي اتم يا ذره هاي زير اتمي:

 

الكترون ها(e):

در اطراف هسته، داراي بار نسبي 1- و جرم نسبي تقريباً برابرصفر.

پروتون ها(p):

در درون هسته، داراي بار نسبي 1+ و جرم نسبي تقريباً برابر يك.

نوترون ها(n):

در درون هسته، داراي بار نسبي صفر و جرم نسبي تقريباً برابر يك.

 

نتيجه:

 

هر الكترون، يك پروتون را خنثي مي كند.

در يك اتم خنثي ، تعداد الكترون ها با پروتون ها برابر است.

جرم يك اتم، به طور عمده در هسته ي آن است زيرا الكترون ها تقريباً جرم ندارند.

جرم يك پروتون با جرم يك نوترون تقريباً برابر است البته نوترون كمي سنگين تر است.

 

نكته:

 

در هسته ي يك اتم معمولاً تعداد نوترون ها، برابر يا كمي بيشتر از تعداد پروتون هاي آن است. مثلاً در هسته ي اتم اكسيژن 8 پروتون و 8 نوترون موجود است، يا مثلاً در هسته ي اتم فلوئور 9 پروتون و 10 نوترون موجود است.

 

توجه:

 

اين قاعده شامل اتم هيدروژن يا پروتيم نمي شود. هسته ي اين اتم اصلا نوترون ندارد و فقط شامل يك پروتون مي باشد.

 

عدد اتمي (Z):

 

عدد اتمي، همان تعداد پروتون هاي هسته ي يك اتم مي باشد.

 

نتيجه:

 

در يك اتم خنثي، عدد اتمي با تعداد الكترون ها نيز برابر است.

هر عنصر داراي يك عدد اتمي مخصوص به خود است.

عدد اتمي يا تعداد پروتون هاي يك عنصر، ماهيت يا نوع آن عنصر را معين مي كند.

در يك واكنش شيميايي، عدد اتمي يا تعداد پروتون هاي يك عنصر، تغيير نمي كند.

 

نكته:

 

عدد اتمي يك عنصر با شماره ي خانه ي آن عنصر در جدول تناوبي برابر مي باشد. مثلاً سديم در خانه ي يازدهم جدول تناوبي قرار دارد، لذا داراي عدد اتمي يازده و به عبارت ديگر داراي يازده پروتون در هسته ي خود مي باشد. هم چنين نتيجه مي شود كه اتم سديم در حالت خنثي داراي يازده الكترون است.

 

عدد جرمي (A):

 

عدد جرمي، مجموع تعداد پروتون ها (Z) و تعداد نوترون ها (N) است:

 

A = Z + N

 

مثلاً در هسته ي اتم سديم كه يازده پروتون و دوازده نوترون موجود است، داريم:

 

A = Z + N = 11 + 12 = 23

 

نمايش Z و A در اطراف نماد شيميايي يك عنصر:

 

 

مثلاً در ذره ي زير،Z=13 و A=27و بار آن برابر +3 است:

 

 

پس هسته ي آن داراي چهارده نوترون (N=A-Z=27-13=14) مي باشد.

 

محاسبه ي تعداد الكترون در يك اتم و يا يك يون:

 

(بار) Z = تعداد الكترون

 

توجه شود كه در اتم خنثي، بار برابر صفرمي باشد و لذا در چنين حالتي، تعداد الكترون ها، با Z يا همان تعداد پروتون ها (عدد اتمي) برابر مي شود.

 

تمرين:

 

عدد اتمي، عدد جرمي، تعداد نوترون و تعداد الكترون را براي ذرات زيرحساب كنيد.

 

 

 

ايزوتوپ ها:

 

ايزوتوپ ها، اتم هاي يك عنصر مي باشند كه عدد اتمي يكسان ولي عدد جرمي متفاوت دارند.

 

نتيجه:

 

ايزوتوپ هاي يك عنصر، در تعداد نوترون هاي موجود در هسته ي خود، تفاوت دارند. مثلاً عنصر كلر Cl داراي دو ايزوتوپ كلر 35 و كلر 37 مي باشد. ملاحظه مي شود كه اين دو ايزوتوپ كلر، داراي عددهاي اتمي يكسان (Z=17) ولي داراي عددهاي جرمي متفاوت (A=35) و (A=37) هستند. به عبارت ديگر، آن ها در تعداد نوترون ها اختلاف دارند؛ (N=35-17=18) و (N=37-17=20).

 

نكته:

 

فراواني ايزوتوپ هاي مختلف يك عنصر در طبيعت، يكسان نيست و برخي فراوان تر و برخي كم ياب ترند. مثلاً در طبيعت، حدود 75 درصد ايزوتوپ كلر 35 و حدود 25 درصد ايزوتوپ كلر 37 موجود است، به همين دليل براي بيان جرم اتمي عنصرها، از جرم اتمي ميانگين استفاده مي شود.

 

اگر عنصري داراي ايزوتوپ هايي با عدد جرمي A1 و A2 و ... و با فراواني a1 و a2 و ... باشد، جرم اتمي ميانگين از رابطه ي زير به دست مي آيد:

 

توجه:

 

اگر فراواني ها بر حسب درصد داده شده باشند بايد در مخرج كسر فوق عدد 100 قرار گيرد. مثلاً جرم اتمي ميانگين براي عنصر كلر برابر است با:

 

 

نكته:

 

عنصر هايي مانند فلوئور F ، فسفر P و آلومينيم Al، فقط يك ايزوتوپ پايدار دارند در حالي كه بسياري از عنصر ها، داراي چندين ايزوتوپ پايدار مي باشند. مثلاً قلع Sn داراي ده ايزوتوپ پايدار است يا مثلاً هيدروژن داراي سه ايزوتوپ: هيدروژن 1 (پروتيم H)، هيدروژن 2 يا هيدروژن سنگين (دوتريم D) و هيدروژن 3 يا هيدروژن پرتوزا (تريتيم T) مي باشد. هم چنين اكسيژن داراي سه ايزوتوپ: اكسيژن 16، اكسيژن 17 و اكسيژن 18 است.

 

نكته:

 

ايزوتوپ هاي يك عنصر، از نظر خواص شيميايي مثل واكنش با مواد مختلف، مشابه اند ولي در برخي خواص فيزيكي وابسته به جرم آن ها مثل نقطه ي ذوب، نقطه ي جوش و چگالي تفاوت دارند. مثلاً آب سنگين (D2O) نقطه ي انجماد و جوش و چگالي بيش تري از آب معمولي (H2O) دارد.

 

تمرين:

 

نقره دو ايزوتوپ، با جرم هاي اتمي 107 و 109 و جرم اتمي ميانگين 107.8 دارد، درصد فراواني هر يك از ايزوتوپ هاي آن را محاسبه كنيد.

 

تمرين:

 

اگر به ازاي هر اتم آهن 59 چهار اتم آهن 55 وجود داشته باشد، جرم اتمي ميانگين آهن را حساب كنيد.

 

اعداد كوانتومي و آرايش الكتروني:

 

الكترون ها در اطراف هسته در لايه هاي مختلفي حضور دارند. اين لايه هاي الكتروني را از داخل به سمت خارج اتم، بـه ترتيب با اعداد كوانتومي (n يا عدد كوانتومي اصلي):

 

n=7, n=6, n=5, n=4, n=3, n=2, n=1

 

و يا با نماد هاي Q,P,O,N,M,L,K نشان مي دهند. الـبته هر لايه ي الكتروني، از يك يـا چنـد زيرلايه تشكيل مي شود. در حقيقت n ، تعداد، اندازه و ميزان سطح انرژي زيرلايه ها را (در هر لايه) نشان مي دهد. يعني در لايه هاي دور تر ازهسـته، كه n، عدد بزرگ تري است، تعداد زيرلايه ها، بيش تر و اندازه ي آن ها، بزرگ تر و سطح انرژي آن ها، بالاتر مي باشد.

 

مثلاً لايه ي n=1 يا K، فقط شامل يك زيرلايه مي گردد كه آن را با عدد كوانتومي l=0 (l يا عدد كوانتومي اوربيتالي) و يا با نماد 1s نشان مي دهند و كوچك ترين اندازه و پايين ترين سطح انرژي را داراست. هم چنين لايه ي n=2 يا L، شامل دو زيرلايه ي بزرگ تر مي شود كه آن ها را با اعداد كوانتومي l=0 و l=1 و يا با نمادهاي 2s و 2p نشان مي دهند و از سطح انرژي بالاتري برخوردارند. لايه ي n=3 يا M نيز از سه زيرلايه ي بزرگ تر تشكيل مي شود كه با اعداد كوانتومي l=0 و l=1 و l=2 و يا با نمادهاي 3s و 3p و 3d نشان داده مي شوند و باز هم سطح انرژي بالاتري دارند.

هر زيرلايه، شامل يك يا چند اوربيتال (با جهت گيري هاي مختلف در فضا) مي شود. اوربيتال، فضايي سه بُعدي در اطراف هسته است كه احتمال حضور الكترون در آن بيش از 90% مي باشد. در حقيقت از روي l، مي توان تعداد و شكل اوربيتال ها را در هر زيرلايه مشخص نمود. يعني هر چه l، عدد بزرگ تري باشد، تعداد اوربيتال موجود در آن زيرلايه بيش تر است. به طور كلي در يك زيرلايه، تعداد كل اوربيتال هاي موجود، از رابطه ي زير به دست مي آيد:

 

2l + 1

 

مثلاً زيرلايه ي l=0 يا s، فقط شامل يك اوربيتال كروي (20+1=1) مي شود كه آن را با عدد كوانتومي ml=0 (ml يا عدد كوانتومي مغناطيسي) و يا با نماد s نشان مي دهند.

 

هم چنين زيرلايه ي l=1 يا p، شامل 3 اوربيتال دمبلي (21+1=3) (با 3 جهت گيري مختلف در فضا) مي شود كه آن ها را با اعداد كوانتومي ml=-1 و ml=0 و ml=+1 و يا با نمادهاي pz , py , px نشان مي دهند.

 

زيرلايه ي l=2 يا d نيز از پنج اوربيتال (22+1=5) تشكيل مي شود كه با اعداد كوانتومي ml=-2و ml=-1 و ml=0 و ml=+1 و ml=+2 نشان داده مي شوند و ...

 

S

 

N

 
در هر اوربيتال، حداكثر دو الكترون جاي مي گيرد و اين دو الكترون، داراي حركات چرخشي به دور خود يا حركت اسپيني به صورت مخالف مي باشند. چنين حركتي سبب پيدايش ميدان هاي مغناطيسي مخالف و در نتيجه، جاذبه ي مغناطيسي، بين آن ها مي گردد و لذا، با وجود دافعه ي الكتريكي كه از بارهاي هم نام الكترون ها ناشي مي شود، اين دو الكترون به شكلي پايدار در يك اوربيتال، حضور مي يابند. بنابراين هر الكترون علاوه بر اعداد كوانتومي n و l و ml، داراي يك عدد كوانتومي ديگر (ms يا عدد كوانتومي مغناطيسي اسپين) نيز مي باشد، يكي + و ديگري -.

 

توجه:

 

حالت ms = + پايدارتر است.

 

به اين ترتيب در زيرلايه هاي s (كه فقط شامل يك اوربيتال مي باشند)، حداكثر دو الكترون و در زيرلايه هاي p (كه شامل سه اوربيتال مي باشند)، حداكثر شش الكترون و در زيرلايه هاي d (كه شامل پنج اوربيتال مي باشند)، حداكثر ده الكترون و ... جاي مي گيرند.

 

ترتيب پر شدن زيرلايه ها با الكترون: (به ترتيب افزايش سطح انرژي)

 

1s2→2s2→2p6→3s2→3p6→4s2→3d10→4p6

5s2→4d10→5p6→6s2→4f14→5d10→6p6→7s2

 

مثال:

 

آرايش الكتروني نوشتاري براي اتم عنصر سديم 11Na به صورت زير است:

 

1s2,2s2,2p6,3s1

 

نكته:

 

افزايش سطح انرژي زيرلايه ها، در تمام اتم ها به جز اتم هيدروژن، به ترتيب فوق مي باشد (علت آن، وجود دافعه هاي بين الكتروني، در اتم هاي داراي بيش از يك الكترون است). مثلاً در اين اتم ها، سطح انرژي 2p بالاتر از 2s، سطح انرژي 3p بالاتر از 3s، و يا سطح انرژي 3d بالاتر از 3p قرار مي گيرد و ... البته در مورد اتم هيدروژن، اين گونه نيست و تمام زيرلايه هايي كه در يك لايه ي الكتروني قرار دارند، هم انرژي (هم سطح) مي باشند. مثلاً در اتم هيدروژن، سطح انرژي 2p و 2s يكسان است، يا مثلاً سطوح 3d و 3p و 3s، هم انرژي مي باشند و ...

 

قاعده ي هوند:

 

در يك زيرلايه ي داراي بيش از يك اوربيتال (مثل زيرلايه هاي p يا d يا f)، ابتدا اوربيتال هاي هم انرژي (مثل اوربيتال هاي pz , py , px در زيرلايه ي p)، هر يك به وسيله ي يك الكترون (با اسپين هاي هم سو) اشغال مي شود و پس از اين كه كل زيرلايه، نيمه پر گرديد، آن گاه شروع به كامل شدن مي نمايد.

 

نكته:

 

آرايش هاي d4 و d9 در اتم هاي خنثي ناپايدارند و با كسب يك الكترون (از آخرين زيرلايه ي s)، آرايش خود را به حالت هاي پايدار d5 و d10 مي رسانند. مثلاً آرايش هاي الكتروني فلز كروم 24Cr و فلز مس 29Cu شامل اين قاعده مي شوند.

 

نكته:

 

براي خلاصه نويسي آرايش هاي الكتروني، مي توان از نمادهاي شيميايي گازهاي نجيب به جاي بخشي از آرايش الكتروني (به صورت زير) استفاده نمود:

 

نماد شيميايي گاز نجيب (جايگزين)

بخشي از آرايش الكتروني

[He] Z=2

1s2

[Ne] Z=10

1s2,2s2,2p6

[Ar] Z=18

1s2,2s2,2p6,3s2,3p6

[kr] Z=36

1s2,2s2,2p6,3s2,3p6,4s2,3d10,4p6

 

تمرين:

 

آرايش الكتروني نوشتاري عنصرهاي داراي عدد اتمي 9 ، 15 ، 24 ، 30 و 35 را (به صورت خلاصه) بنويسيد.

9F:

15P:

24Cr:

30Zn:

35Br:

 

نكته:

 

مطابق آن چه گفته شد، هر الكترون داراي 4 عدد كوانتومي است (n ، l ، ml و ms). براي تعيين اعداد كوانتومي n و l يك الكترون، مي توان از آرايش الكتروني نوشتاري اتم و بـراي تعيـيـن اعـداد كـوانتـومي ml و ms آن، مي تـوان از آرايـش الـكـتـرونـي نـمـوداري اتـم استفاده نمود.

 

تمرين:

 

اعداد كوانتومي الكترونِ آخرين لايه ي 29Cu را به دست آوريد.

 

آرايش نوشتاري 29Cu

آرايش نمـوداري 29Cu

ms =

ml =

l =

n =

 

نكته:

 

مطابق اصل طرد پائولي، در يك اتم، هيچ گاه نمي توان دو الكترون پيدا نمود كه هر چهار عدد كوانتومي آن ها يكسان باشند. به عبارت ديگر، در يك اتم، هيچ اوربيتالي نمي تواند بيش از دو الكترون را در خود جاي دهد.

 

نكته:

 

هر لايه الكتروني مثل لايه ي n، داراي n2 اوربيتال است و حداكثر، گنجايش 2n2 الكترون را داراست. مثلاً لايه ي 1 (K)، داراي 1 اوربيتال است و حداكثر 2 الكترون را مي تواند در خود جاي دهد. هم چنين، لايه ي 2 (L)، داراي 4 اوربيتال است و حداكثر 8 الكترون را مي تواند در خود جاي دهد. لايه ي 3 (M)، نيز داراي 9 اوربيتال است و حداكثر 18 الكترون را مي تواند در خود جاي دهد و ...

 

نكته:

 

مطابق اصل بناگذاري (يا اصل آفبا)، براي دست يافتن به آرايش الكتروني يك اتم از روي اتم قبلي اش، مي توان از روش افزودن گام به گام پروتون (به هسته) و الكترون (به پيرامون هسته)، استفاده نمود، يعني مي توان از روي اتم هيدروژن، ساختار الكتروني اتم هاي سنگين تر از هيدروژن را يك به يك به دست آورد.

 

نكته:

 

الكترون هاي موجود در آخرين لايه ي الكتروني (بزرگ ترين n) در هر اتم را الكترون هاي ظرفيتي يا الكترون هاي والانس مي نامند و خواص شيميايي يك عنصر را تعيين مي كنند.

- عنصرهاي اصـــلي دسته :s عنصرهايي كه زيرلايه s آن ها در حال پر شدن است.

- عنصرهاي اصـــلي دسته :p عنصرهايي كه زيرلايه p آن ها در حال پر شدن است.

- عنصرهاي واسطه دسته d: عنصرهايي كه زيرلايه d آن ها در حال پر شدن است.

- عنصرهاي واسـطه داخـليf: عنصرهايي كه زيرلايه f آن ها در حال پر شدن است.

 

 

فرشاد مشرقي

 

 

بازگشت به صفحه ي قبل

 

بازگشت به صفحه ي اصلي

 

Email : farshad@mashreghi.com

 

Copyright 2002 - 2011 Farshad Mashreghi. All Rights Reserved