شیمی دوم دبیرستان

• آموزش شیمی دوم دبیرستان

  ساختار اتم :
  تالس آب را عنصر اصلی سازنده ی جهان هستی می دانست.ارسطو پس از تالس ,سه عنصر هوا و خاک و آتش را به آب اضافه کرد. در آن زمان چهار عنصر، عناصر کاینات تصور می شد.بویل مفهوم تازه ای از عنصر را ارائه داد (تعریف دو دانشمند یعنی تالس و ارسطو از عنصر درست نبود)به این معنی که ماده ای که نمی توان آن را به مواد ساده تری تبدیل کرد و شیمی را علمی تجربی و عملی دانست (سه ابزار یونانیان یعنی مشاهده و اندیشیدن و نتیجه گیری را کافی ندانست.)
  نظریه ی اتمی دالتون:
  دالتون نظریه اتمی خود را با اجرای آزمایش در هفت بند بیان کرد.
  1- ماده از ذره های تجزیه ناپذیری به نام اتم ساخته شده است.
  2- همه ی اتم ها یک عنصر ، مشابه یکدیگرند.
  3- اتم ها نه به وجود می آیند و نه از بین می روند.
  4- همه ی اتم های یک عنصر جرم یکسان و خواص شیمیایی یکسان دارند.
  5-اتم های عنصرهای مختلف به هم متصل می شوند و مولکول ها را به وجود می آورند.
  6- در هر مولکول از یک ترکیب معین , همواره نوع و تعداد نسبی اتم های سازنده ی آن یکسان است.
  7-واکنش های شیمیایی شامل جابه جایی اتم ها و یا تغییر در شیوه ی اتصال آن ها است.نظریه های دالتون نارسایی ها و ایرادهایی دارد و اما آغازی مهم بود.
  مواردی که نظریه ی دالتون نمی توانست توجیه کند:1- پدیده ی برقکافت (الکترولیز) و نتایج مربوط به آن
  2- پیوند یونی ـ فرق یون با اتم خنثی
  3- پرتو کاتدی
  4- پرتوزایی و واکنش های هسته ای
  5- مفهوم ظرفیت در عناصر گوناگون
  6- پدیده ی ایزوتوپی

  آزمایش تامسون

  
  روش کار تامسون:

  
  اشعه کاتدی در میدان الکتریکی منحرف می شود. (C)

  
  اشعه کاتدی در میدان مغناطیسی نیز منحرف می شود. (A)

  
  تامسون شدت دو میدان مغناطیسی و الکتریکی را که همزمان و عمود بر هم، در اطراف لوله اشعه کاتدی برقرار شده بود، به نحوی تنظیم کرد که اشعه کاتدی هیچگونه انحرافی نداشته باشد (B).

  از برابر قرار دادن این دو میدان و انجام محاسبات لازم نسبت e/m را به دست آورد.

  نکته: کار تامسون:محاسبة نسبت بار به جرم e/m

  کار میلیکان (آزمایش قطره روغن):

  میلیکان با آزمایش و انجام محاسبات ابتدا مقدار بار الکتریکی و سپس با کمک این نسبت (e/m) جرم الکترون را بدست آورد.
  
  لومینانس (تابناکی)

  مواد لومینانس شامل دو حالت فلوئورسانس و فسفرسانس است .لومینانس (تابناکی) :پدیده نورافشانی جسمی پس از قرار گرفتن در معرض اشعه

  هانری بکرل بطور تصادفی به پدیده پرتوزایی پی برد.

  ·         1- فلوئورسانس: خاصیت فیزیکی برخی مواد که با قطع منبع نور تابش قطع می شود.

  ·         2- فسفرسانس: خاصیت فیزیکی برخی مواد که با قطع منبع نور تا مدتی تابش ادامه دارد.

  ·         3- تولید اشعهX: رونگتن (کاشف اشعه X) با تاباندن اشعه کاتدی روی یک آند فلزی توانست اشعه X را تولید کند.

  مواد رادیو اکتیو یا پرتوزا: موادی هستند که به طور طبیعی و خود به خود (بدون دخالت عوامل خارجی) از خود اشعه (پرتو) ساطع می کنند. به پرتو تابیده شده از سوی این مواد اشعه رادیو اکتیو و این پدیده را پدیده رادیواکتیویتی یا پرتوزایی می گویند.

  
  فرق لومینانس با پدیده رادیواکتیویتی: لومینانس یا پدیده تابناکی، با جذب نور تابناک می شود و نور می دهد اما پدیده رادیواکتیویتی بدون جذب نور و خود به خود انجام می شود.

  علت پرتوزایی مواد، ناپایداری هسته های مواد رادیواکتیو می باشد. این تغییرات در هسته اتم اتفاق می افتد. این مواد (مواد رادیواکتیو) هنگامی که از خود اشعه یا ذره یا هر دو را تابش می کنند تا حدی پایدار می شوند.
  
  مواد دادیو اکتیو سه نوع تابش دارند: آلفا ،بتا، گاما

  هر گاه از یک منبع رادیواکتیو یک باریکه پرتو را از میان دو صفحه باردار عبور دهیم باریکه پرتو به سه تابش گفته شده تقسیم می شود.
  ویژگی اشعه آلفا: از جنس هسته هلیم He2+ می باشد و جذب صفحه منفی می شود.

  قدرت نفوذ کمتری از بتا و گاما دارد و بار آن مثبت است. هلیم اتمی است که 2 الکترون، 2 پروتون و 2 نوترون دارد.

  (هسته هلیوم فقط دو پروتون و دو نوترون دارد).

  ویژگی اشعه بتا: از جنس الکترون و دارای بار منفی است و جذب صفحه مثبت می شود. قدرت نفوذ آن از آلفا بیشتر و از گاما کمتر است.

  ویژگی اشعه گاما: بار ندارد. در صفحه های باردار منحرف نمی شود، از جنس اشعه X

  
  مدل اتمی رادرفورد: اتم هسته دار

  
  رادرفورد با آزمایش بمباران ورقه نازک طلا با ذره های آلفا مدل اتم هسته دار را ارائه داد.

  
  رادرفورد ورقه نازکی از طلا را بوسیله اشعة آلفا بمباران کرد. انتظار داشت تمامی اشعه آلفا از سطح نازک طلا عبور کند (طبق مدل اتمی تامسون) اما با کمال تعجب دید:

  1- دسته ای از اشعه ها بدون انحراف عبور کردند (بیشترین درصد اشعه)

  2- دسته ای اشعه ها با انحراف عبور کردند (درصد کمی)

  3- دسته ای از اشعه ها بازگشت پیدا کردند (درصد بسیار کم)

  - انحراف و بازگشت آلفا در واقع نشان داد که در اتم های بارهای مثبت متمرکز هستند:(رد نظریه تامسون که بارهای مثبت را فضا ابرگونه و پراکنده فرض کرده بود.)- انحراف به علت عبور از نزدیکی هسته (بار مثبت اتم)

  - بازگشت در برخورد با هسته (هسته ای کوچک با جرم بسیار زیاد.)

  
  نتایج آزمایش رادرفورد:

  
  1ـ بیشترین حجم اتم فضای خالی است .

  
  2ـ بارهای مثبت متمرکز هستند (نه پراکنده)یعنی وجود میدان الکتریکی قوی در اتم را نشان می داد.

  
  3ـ اتم هسته ی کوچک و جرم بسیار زیاد

  
  برای تصور بهتر از آزمایش رادرفورد اینجارا کلیک کنید 

  کشف پروتون
  
  دومین ذره کشف شده پروتون نام گرفت. تامسون و سایر دانشمندان به دلایل زیر به این نتیجه رسیده بودند که در اتم علاوه بر الکترون، باید ذره ای با بار مثبت نیز وجود داشته باشد.
  1- اتم ها از نظر الکتریکی خنثی هستند. پس برای خنثی کردن بار منفی الکترون باید ذره ای با بار مثبت در اتم وجود داشته است.
  2- الکترون ها ذره ای بسیار سبک هستند و این واقعیت نشان می دهد که در اتم ها باید ذره یا ذره هایی با جرم بسیار بیشتر وجود داشته باشند تا وجود آنها سنگین تر بودن اتم نسبت به الکترون را توجیه کند. پروتون ذره ای با بار نسبی 1+ (الکترون بار نسبی 1ـ) و جرمی 1837 بار سنگین تر از جرم الکترون است.
  · کشف نوترون
  · رادرفورد وجود ذره دیگری در اتم را که خنثی بود حدس زد.
  · او گفت که در اتم هیدروژن یک پروتون و در اتم هلیم دو پروتون وجود دارد. پس باید جرم هلیم دو برابر جرم هیدروژن باشد.اما این طور نبود (بلکه جرم هلیم چهار برابر جرم هیدروژن می باشد.) او گفت پس باید ذره دیگری در کار باشد. که جرم آن حدوداً نزدیک به جرم پروتون است و اما در بار اتم نقشی ندارد (یعنی خنثی است
  اما چادویک با آزمایش (* بمباران Be (برلیم) توسطه اشعه α) پی به وجودنوترون
  برد و آن را کشف کرد.
  
  کشف عدد اتمی (Z)

  موزلی با مطالعه اشعه ایکس تولید شده (در لامپ اشعه x) و بررسی فرکانس اشعه ایکس تولید شده، متوجه شد فرکانس اشعه Xبا افزایش جرم اتم افزایش می یابد. سپس مقدار کل بار مثبت درون هسته هر اتم را حساب کرد. از تقسیم مقدار کل بار مثبت هسته 0بر بار الکتریکی یک پروتون تعداد پروتون های درون هسته هر اتم را پیدا کرد

  از آن جایی که اتم ذره ای خنثی است. بنابراین تعداد الکترون ها نیز از روی عدد اتمی (Z) مشخص می شود. از روی عدد اتمی می توان نوع عنصر را معین کرد.

  در واقع ماهیت هر عنصر به عدد اتمی (Z) آن بستگی دارد.

  یعنی اتمی که دارای 6 پروتون و 6 الکترون باشد کربن است.

  
  جرم یک اتم به تعداد پروتون و نوترون درون هسته آن بستگی دارد. (از جرم الکترون بعلت

  ناچیزی صرف نظر می کنیم)

  
  از این رو به مجموع تعداد پروتون و نوترون یک اتم عدد جرمی می گویند و به A نمایش می دهند.

  جرم اتم ها را با دقت بسیار زیادی با دستگاهی بنام طیف سنج جرمی اندازه گیری می .

  کنندبه کمک این دستگاه معلوم شده که جرم همه اتم های یک عنصر یکسان نیست.

  
  از آن جائیکه تعداد پروتون ها در همه اتم های یک عنصر یکسان است پس تفاوت در تعداد

  نوترون است (و این یعنی مفهوم ایزوتوپی)

  
  در واقع ایزوتوپ ها اتم های یک عنصر هستند که عدد اتمی (Z) یکسان و عدد جرمی (A) متفاوت دارند.

  
  نکته:هیدروژندارای سه ایزوتوپ است. هیدروژنتنها عنصری است که نوترون ندارد

  نکته: خواص شیمیایی ایزوتوپ های یک عنصر یکسان است زیرا خواص شیمیایی یک عنصر به الکترون ها و پروتون های آن بستگی دارد. ولی خواص فیزیکی ایزوتوپ ها با هم متفاوت است (یعنی از نظر جرم سنگینی ـ چگالی و نقطه جوش و ...)

  
  نکته: ایزوتوپ ها به دلیل داشتن عدد اتمی یکسان مکان یکسانی در جدول تناوبی دارند. ایزوتوپ یعنی (هم مکان) به همین دلیل جرم میانگین عنصرها را حساب می کنند و در جدول تناوبی عناصر قرار می دهند.

  
  اساس دستگاه طیف سنج جرمی:

  
  گاز ابتدا یونیزه می شود سپس در میدان الکتریکی شتاب می گیرند هنگامیکه در میدان مغناطیسی وارد می شود به علت e/m های متفاوت از هم جدا می شوند و اگر آشکارسازی باشد بطور مثال برای نئون سه لکه جدا روی آن خواهد افتاد

  
  چون e/m های هر سه یکی نیست در میدان مغناطیسی انحراف متفاوت پیدا می کنند. میزان انحراف در میدان مغناطیسی به مقدار بار و جرم بستگی دارد

  جرم یک اتم

  
  اتم ها ذرات بی نهایت ریزی هستند و جرم یک اتم آنقدر کم و ناچیز است که نمی توان با دقیق ترین ترازوها نیز جرم آن را بدست آورد.

  اما بطور تجربی می توان جرم یک اتم را نسبت به اتم دیگر بدست آورد.

  در ابتدا هیدروژن و اکسیژن اساس سنجش جرم اتم ها بوده اند.اما اکنون براساس توافق بین المللی 12/1 جرم یک اتم ایزوتوپ کربن 12 به عنوان واحد جرم اتمی پذیرفته شده و به آن amu1 می گوییم .جرم اتمی عبارت از جرم اتم در مقیاس واحد جرم اتمی.

  دانشمندان جرم اتم کربن را دقیقا برابر 120.000 قرار دادند و 12/1 آن را مبنای مقیاس تمامی اتم ها قرار دادند.

  1 amu = جرم یک نوترون جرم یک پروتون

  
  1 / 2000 amu = جرم یک الکترون

  پس می توان با در دست داشتن تعداد پروتون و نوترون یعنی عدد جرمی بدَست آورد.

  
  اتم (B ) بور دارای 5 الکترون 6 پروتون می باشد:

  
  جرم اتمی بور

  با توجه به وجود ایزوتوپ ها (اتم های یک نوع عنصر که دارای جرمهای متفاوتی هستند.) و

  تفاوت در فراوانی آنها برای بدست آوردن جرم نمونه های طبیعی از اتم ها ی عنصرهای

  مختلف جرم اتمی میانگین به کار می رود.

  
  ...+ جرم ایزوتوپ (2)× کسر فراوانی ایزوتوپ (2) + جرم ایزوتوپ (1)× کسر فراوانایزوتوپ (1) = جرم اتمی میانگین

  تولید رنگهای متفاوت در هنگام آتش بازی:

  
  در آزمایش شعله هنگامیکه مثلاً ترکیب مس دار داشته باشیم، رنگ آبی شعله به سبزی

  می گراید. و اگر در لوله پرتوی کاتدی گاز هیدروژن باشد به رنگ صورتی در می آید.

  
  این سؤال در ذهن به وجود می آید که این رنگها چگونه تولید می شود و مربوط به چیست؟

  اگر رنگ تولید شده از ملتهب شدن گاز هیدروژن در لوله پرتوی کاتدی به وسیله منشور

  تجزیه کنیم و آن را بر روی آشکارساز (فیلم عکاسی) ظاهر کنیم، می بینیم که یک الگو

  ظاهر می شود. این الگوی انرژی منحصر به فرد را طیف می گویند. به نور نشر شده از

  اتم های ملتهب که مورد تجزیه قرار می گیرند (به وسیله منشور) طیف نشری خطی می گویند.

  
  
  طیف:

  
  1ـ پیوسته:مثل طیف نوری سفید که از منشور گذرانده شود، که تمام طول موج های نور مریی را دارد، به طوریکه نوار رنگی با کناره ی نوار مجاور در هم می آمیزد.

  
  2ـ ناپیوسته (گسسته): یا خطی ـ نواری (طیف عناصر) به حالت ملتهب (برانگیخته)

  
  مجموعه از بعضی طول موج ها را دارد.

  
  طیف:

  
  1- جذبی: خطهای تاریک در زمینه ی روشن معرف طول موجهای جذب شده هستند.

  
  2- نشری: (گسیلی): خطهای روشن در زمینه ی تاریک معرف طول موج های گسیلی هستند.

  
  · با گذراندن طیف جذبی و نشری یک عنصر بر روی هم یک طیف پیوسته بوجود می آید.

  
  در طیف نشری و طیف جذبی هر عنصر فقط طول موجهای معینی وجود دارد (نه همه ی

  طول موج ها، خطهای معین و مشخص و ثابت چه در زمینه ی روشن و چه در زمینه ی تاریک)

  · اتم هر عنصر همان طول موجهایی را از نور سفید (طیف پیوسته) جذب می کند، که

  اگر به اندازه کافی گرم شود همان طول موج ها را تابش و نشر می کند.

  
  · هر خط در طیف؛ مربوط به یک طول موج با انرژی مشخص و ثابت است.

  
  · طول موج مربوط به هر خط جذبی برابر؛ طول موج از طیف نشری همان عنصر است.

  
  (طیف پیوسته)              نور سفید تمام طول موج ها را دارد

  (طیف نشری خطی) بعضی از طول موج ها را دارد. (در زمینه سیاه )
  
  طیف جذبی  بعضی از طول موج ها را ندارد. (در زمینه روشن)

  
  کشف رابطه میان طیف (الگوی ثابت انرژی) با ساختار اتم:

  
  وجود یک ارتباط معنی دار میان الگوی ثابت و مشخص و معین انرژی (یعنی همان طیف نشری خطی هیدروژن) با ساختار اتم، ذهن دانشمندان را به خود مشغول کرد. مدل اتمی رادرفورد برای توجیه این طیف نارسا بود.زیرا طبق مدل اتمی رادرفورد الکترون ها در طراف هسته قرار گرفته اند.

  
  در مدل اتمی رادرفورد در رابطه چگونگی توزیع الکترون در اطراف هسته توجیه درستی نبود.. پس، از توجیه طیف خطی و گسسته اتم های عناصر عاجز خواهد بود. طبق این مدل الکترون می تواند هر مقدار

  
  انرژی را داشته باشد. (طبق این مدل، اگر الکترون ثابت و ساکن فرض شود، به علت جاذبه هسته، روی هسته سقوط خواهد کرد.) و یا اگر حرکت داشته باشد، یک حرکت مارپیچی که انرژی الکترون رفته رفته کم شود و با تابش طیف پیوسته، نهایتاً روی هسته سقوط خواهد کرد.

  حرکت مارپیچی (حلزونی) به طرف هسته سرنوشت مدل اتمی رادرفورد

  
  مدل اتمی بور

  
  * بور با ارائه مدل تازه ای برای اتم هیدروژن، این نارسائی را تا حدی برطرف کرد:

  
  1) الکترون در اتم هیدروژن در مسیری دایره ای شکل به دور هسته گردش می کند.

  2) انرژی این الکترون با فاصله آن از هسته رابطه ای مستقیم دارد

  3) این الکترون فقط می تواند در فاصله های معین و ثابتی پیرامون هسته گردش کند.

  در واقع الکترون تنها مجاز است که مقادیر معینی انرژی را بپذیرد. به هر یک از این مسیرهای دایره ای (مدارها) مجاز، تراز انرژی می گویند. تعداد این ترازهای انرژی در اتم اندک است.

  4) این الکترون معمولاً در پائین ترین تراز انرژی ممکن (نزدیکترین مدار به هسته) قرار دارد. به این تراز انرژی، حالت پایه گویند.

  5) با دادن مقدار معینی انرژی به این الکترون، می توان آن را قادر ساخت که از حالت پایه (ترازی با انرژی کمتر) به حالت برانگیخته (ترازی با انرژی بالاتر) انتقال پیدا کند.

  6) الکترون در حالت برانگیخته، ناپایدار است، از این رو همان مقدار انرژی را که پیش از این گرفته بود، از دست می دهد و به حالت پایه باز می گردد.

  
  از آنجائی که انرژی اضافه الکترون در حالت برانگیختگی باعث ناپایداری اتم می شود، اتم

  تمایل دارد حالت ناپایدار را یا از دست دادن انرژی به حالت پایه اتم که حالت پایدار است،

  برسد. این انرژی را در ناحیه مرئی به صورت نشر نور از دست می دهد. نشر نور، با طول

  موج معین (یعنی همان خط هائی که در طیف می دیدیم.)

  
  مقدار انرژی لازم برای جهش الکترون بین دو سطح را کوانتوم گویند:

  
  انرژی یک کمیت کوانتومی است. (معنی کوانتومی = پیمانه ای ـ بسته ای ـ کمیت

  ناپیوسته و گسسته که دارای مقدار معینی انرژی می باشد.)

  
  بور با کوانتیده در نظر گرفتن ترازهای انرژی یا به عبارت دیگر، کوانتومی در نظر گرفتن

  مبادله انرژی هنگام جابجائی میان ترازهای یاد شده، توانست با موفقیت طیف نشری

  خطی هیدروژن را توجیه کند.

  
  طبق نظریه بور، الکترون فقط وقتی می تواند تابش کند و نور منتشر کند که ازمدار بالاتر به

  مدار پائین تر بیفتد و هنگامی که الکترون در مدار خود هست، انرژی معینی دارد و پایدار

  است. (مدار مانا).

  
  انرژی یک الکترون نیز کوانتومی است. یعنی مقدار معینی انرژی (نه هر مقدار) و چون

  انرژی لازم برای جهش الکترون بین دو تراز انرژی اتم نیز کوانتومی است، هنگامی که

  الکترون به مدار خود برمی گردد، انرژی اضافی خود را که کسب کرده بود، دوباره از دست

  می دهد و نور نشر می کند، یعنی دارای طول موج معین نیز خواهد بود. (یعنی همان خط

  های مشخص در طیف که دارای طول موجهای معین بودند.)

  1- پیوسته: مانند مساحت زمین، پارچه، ... که هر اندازه می تواند باشد

  
  کمیت ها: 2 متر مربع یا 5/2 متر مربع یا هر مقدار دلخواه دیگر)

  
  2- گسسته یا ناپیوسته: مانند تعداد دانش آموزان (21 دانش آموز، یا کمتر

  یا بیشتر نه 2/22 دانش آموز)

  
  تعداد الکترون، بار الکتریکی الکترون، تعداد اتم، مقدار انرژی همه کمیتهای ناپیوسته یا

  
  کوانتومی یا بسته ای یا پیمانه ای می باشد که فقط مقدارهای معین و مشخص را در

  
  برمی گیرند، نه هر مقداری را.

  
  اساساً در جهان دو نوع رفتار قابل مشاهده است: رفتار (خواص) ذره ای ـ رفتار (خواص) موجی

  
  پلانک خاصیت ذره ای برای ذرات قائل بوده (مثل نور) دوبروی با پذیرفتن رفتار ذره ای

  رفتار موجی را به ذرات نسبت داد.

  
  مانند نور که هم خاصیت ذره ای و هم خاصیت موجی دارد. رفتار ذره ای مانند هنگامیکه

  با برخورد فوتون به سطح فلز سزیم (در چشم الکترونیک) جریان الکتریسیته برقرار شود.

  (الکترون ها از سطح فلز سزیم جدا می شود.)

  
  نکته: نور از ذرات ریز به نام فوتون درست شده است.

  
  نکته: فلز سزیم عنصر گروه اول جدول تناوبی که دارای انرژی یونش بسیار پایین است.

  
  الکترون ظرفیتی آن (الکترون لایه آخر) به راحتی و با کمترین انرژی جدا می شود.

  
  گسترش مفهوم دوگانگی موج ـ ذره توسط دوبروی انجام شد.

  
  موج ـ ذره = Wave - Particle

  
  موره = Wavticle

  
  دوبروی به الکترون ها طول موجی نسبت داد.الکترون ها نیز دارای دو رفتار ذره ای و موجی هستند.

  
  در اشعه کاتدی خاصیت ذره ای الکترون را و در میکروسکوپ الکترونی رفتار موجی را داریم.

  
  ذرات بسیار ریز (نظیر اتم و مولکول و ...) که با نور مرئی (به علت بلندی طول موج) قابل

  دیدن نیست با میکروسکوپ الکترونی که با الکترون با طول موج کوتاه کار می کند قابل

  دیدن می شود.

  
  نکته: اساساً وقتی ما چیزی را می بینیم که از آن جسم نور به چشم ما برسد.

  
  دانشمندان در میکروسکوپ الکترونی با تنظیم سرعت الکترون طول موج آن را تغییر می

  دهند و هر چه سرعت بیشتر طول موج کوتاه تر می شود (پس امکان تصویربرداری از ذرات

  ریز ممکن می شود.)

  هایزنبرگ می گوید: الکترون ها به علت کوچکی و سرعت بالایی که دارند هرگز نمی

  توان محل دقیق و سرعت آنها را همزمان به دست آورد.

  
  اصل عدم قطعیت هایزنبرگ:هرگز نمی توان محل دقیق (موقعیت و سرعت و اندازه حرکت)

  الکترون را همزمان به دست آورد.

  
  دانستید که الکترون علاوه بر خصلت ذره ای، خصلت موجی، نیز دارد این خصلت دو گانه

  باعث می شود که هرگز نتوان چگونگی جابه جا شدن الکترون از نقطه ای به نقطه ای

  دیگر را معین کرد و نیز نمی توان موقعیت الکترون در اتم دو هر لحظه از زمان مشخص

  
  نمود:

  در مدل کوانتومی (نظریه شرودینگر) که بر پایه خواص موجی الکترون ها، استوار

  
  است به جای صحبت از مکان دقیق الکترون، احتمال حضور آن در فضای معینی در اطراف

  
  هسته را مورد توجه قرار می دهیم. چنین فضایی را اوربیتال می نامیم.

  
  اوربیتال:فضایی در اطراف هسته است که احتمال یافتن الکترون در آن بیش از 90%

  
  باشد. (البته مانند مدل بورانرژی الکترون کوانتیده است).

  
  1ـ احتمال حضور الکترون در جاهای گوناگون در اطراف هسته به وسیله نقطه هایی

  نشان داده می شود. تراکم این نقطه ها در اطراف هسته به صورت ابری در می آید که به

  آن ابر الکترونی می گوییم هر جا که تراکم ابر الکترونی یا نقطه ها بیشتر باشد، احتمال

  حضور الکترون در آن جا نیز بیشتر است.

  
  2ـ اوربیتال یک فضای احتمالیست که می تواند شکل های مختلفی داشته باشد. اوربیتال

  ها را با حروف مشخصی نامگذاری می کنیم. اوربیتال s و p و d و f.

  
  Sکروی و P به صورت دمبل می باشد.

  برای مشخص کردن جایگاه الکترون از اعداد کوانتومی (m_s,m_l,l,n) کمک می گیریم

  . (پس هر الکترون در هر اتمی دارای مشخصات  شناسامه ای و کد مخصوص است.)

  هیچ دو الکترون در یک اتم نمی تواند چهار عدد کوانتومی یکسان داشته باشند.

  ممکن است در سه عدد کوانتومی m_l,l,n   یکی باشند اما در m_sباید متفاوت باشند 

  روش پر کردن اوربیتال ها: روش آفبا
  
  1. الکترون ها به ترتیب در اوربیتال هایی جای می گیرند که کمترین سطح انرژی را داشته باشند.
  2. در هر اوربیتال حداکثر دو الکترون با اسپین مخالف می تواند قرار بگیرد.
  (اصل طرد پاولی: هیچ دو الکترونی در اتم نمی تواند چهار عدد کوانتومی یکسان داشته باشد.)
  3. اصل هوند در یک زیر لایه مثلاً 2p یا 3d ابتدا به هر اوربیتال یک الکترون تعلق می گیرد. (با اسپین موازی و همسو) سپس جفت شدن آغاز می شود.مطابق شکل قرار می گیرد.سپس جفت می شوند.
  این شکل پایدارترین حالت است پس هرآرایش دیگری ناپایدار است. نظیر شکلهای زیر:
  آرایش الکترونی اتم: هیدروژن به خاطر داشتن تنها یک الکترون سطح انرژی زیر لایه ها در هر لایه ی الکترونی اصلی فقط به n (عدد کوانتومی اصلی وابسته است. اما در اتمهای دیگر با بیش از یک الکترون انرژی زیرلایه ها هم به nوl بستگی دارد. بنابراین طبق شکل زیر در اتم هیدروژن (با داشتن فقط یک الکترون) زیر لایه ها در هر لایه الکترونی اصلی هم تراز و هم انرژی هستند. اما در اتمهای با بیش از یک الکترون زیر لایه ها در هر لایه اصلی الکترونی هم ترازی خود را از دست می دهند.

  ادامه ...
  
  نکته: در یک تراز انرژی معین و انرژی اوربیتال های P از انرژی اوربیتال های s بیشتر است و

  s>p>d>f 

  نکته: افزایش انرژی اوربیتال های اتمی طبق اصل آفبا با رعایت اصل طرد پاولی و اصل هوند به ترتیب زیر است. 

  1s<2s<2p<3s<4s<3d<4p<....... 

  وی پر شدن زیر لایه ها مربوط به تراز انرژی اصلی در اتم

  در مورد روش افبا به طور خلاصه می توان گفت  

  ns (n -2) f (n-1)d np

  نکته: مقایسه دو اوربیتال از نظر سطح انرژی

  ·         1- اوربیتالی که مجموع اعداد کوانتومی اصلی و اوربیتالی آن پایین تر است سطح انرژی پایین تری قرار دارد و به هسته نزدیک تر است.

  2s<2p 

  3=1+2                   2=0+2
  -  اگر مجموع اعداد کوانتومی اصلی (n و l) اربیتالی برابر شود در این صورت آن که عدد

  کوانتومی اصلی  پایین تر دارد (n کوچکتر) در سطح انرژی پایین تر قرار دارد. 

  3d<4d 

  5=1+4                   5=2+3

  نکته: به طور خلاصه در مدل کوانتومی دانستیم که الکترون ها در اطراف هسته اتم در یک سری ترازهای اصلی  قرار دارند.

  هر تراز انرژی خود ا زیک چند زیرلایه (l) تشکیل شده است و در هر زیر لایه یک چند اوربیتال هم شکل و هم انرژی و هم تراز (مثلاً 3 تا اوربیتال Pبا مثلاً 5 اوربیتال d و با 7 اربیتال d) با جهتهای متفاوت قرار دارد و در هر اوربیتال حداکثر دو الکترون در یک اوربیتال قابل توضیح است.

  . حداکثر دو الکترون با اسپین متفاوت قرار دارند.

      چرا در هر اوربیتال حداکثر دو الکترون (چرا بیشتر یا کمتر نه؟) الکترون ها چگونه در یک اوربیتال کنار هم قرار می گیرند طبق مشاهدات تجربی برای توجیه برخی خواص فیزیکی اتم ها (مثلاً نظیر خواص مغناطیسی آن ها و یا مغناطیسی نبودن آنها)نسبت دادن دو الکترون در یک اوربیتال قابل توضیح است.

  پس اتم هایی که دارای الکترونهای منفرد باشند از خود خواص مغناطیسی نشان می دهند و اتم هایی که تمام الکترون های آنها زوج شده باشد خواص غیر مغناطیسی نشان میدهند. الکترون ها دارای دونوع حرکت هستند.

  ·         1- حرکت اربیتالی (حرکت الکترون به دور هسته اتم)

  ·         2- حرکت اسپینی (حرکت به دور خود)

      چون الکترون ذره ی باردار است در حین حرکت در اطراف خود میدان مغناطیسی ایجاد می کند و تبدیل به یک آهن ربای کوچک می شود (حال اگر قرار باشد دو الکترون در کنار هم در یک اربیتال قرار بگیرند باید جهت حرکت انها مخالف هم باشند تا میدان مغناطیسی ایجاد شده (نیروی جاذبه مغناطیسی ایجاد شده دو  با ر هم نام الکترون ) بر نیروی دافعه دو بار الکتریکی منفی هم نام را از بین ببرد. (پس در یک اربیتال دو الکترون دو جهت ساعتگرد و پاد ساعتگرد را به خود می گیرند. 

  حال اگر قرار باشد الکترونها در اربیتال های جدا قرار گیرند(مثلاسه اربیتال p ) به شکل اسپین موازی قرار میگیرند که پایدارترین حالت است.

  آدرس دهی یک الکترون: با داشتن اعداد کوانتومی زیر جای الکترون در اطراف هسته راپیدا می کنیم .

  یعنی این الکترون در لایه اول در زیر لایه s دارای یک اربیتال می باشد که ml آن صفر است واسپین 2/1+ (یعنی این الکترون در حرکت به دور محور خود در جهت حرکت عقربه های ساعت می چرخد. این  

  مثال : این اربیتال دارای چه اعداد کوانتومی است؟    3p_z          

  n=3                                        l=1                   m_l=-1                 m_s=+1/2, -1/2      

  حال باید گفت که الکترون ها در زیر لایه ها مثلاً در زیر لایه P چگونه قرار می گیرند (در اربیتالهای p_xp_y  p_z

  نکته: طبق قاعده موند اربیتال های همتراز و هم انرژی یک لایه در پایدارترین وضعیت الکترون هایش به صورت موازی و هم سو در هر اربیتال یک الکترون و در صورت لزوم پس از اینکه هر اربیتال یک الکترون در آن قرار گرفت، جفت شدن الکترون ها صورت می گیرد.

  انرژی یونش
  آموختید که یونش به معنای خارج کردن یک الکترون از اتم و ایجاد یون است این عمل به انرژی نیاز دارد.

  
  انرژی لازم برای خارج کردن یک مول الکتریکی از یک اتم X در حالت گازی و ایجاد یک یون یک بار مثبت در حالت گازی را انرژی نخستین یونش گویند.

  به همین ترتیب انرژی دومین یونش، انرژی لازم برای خارج کردن یک مول الکترون از یک مول

  یون یا بار مثبت در حالت گازی و ایجاد یک مول یون دو بار مثبت در حالت گازی.

  
  به همین ترتیب انرژی های یونش بعد را تعریف می کنیم

  IE1< IE2< IE3<.........

  
  پس با دادن انرژی می توان الکترونهای یک اتم را از آن جدا کرد. (با بمباران)

  با توجه به نمودار یونش متوالی لیتیم متوجه می شویم که کندن اولین الکترون 2s1 با

  صرف انرژی معینی جدا می شود اما دومین الکترون دشوارتر است زیرا از یک یون مثبت باید

  الکترون را جدا کرد و چون اتم لیتیم یک لایه از دست داده (با از دست دادن لایه دوم) حال

  این لایه اول و الکترون هایش هسته نزدیک تر شده است.

  و بعد سومین الکترون با انرژی بیشتر جدا می شود چون باید از یون Li2+ الکترون را جدا

  نمود. (البته کندن الکترون بتدریج مشکل می شود، پس جنبه محاسباتی دارد نه عملیاتی)

  
  با دقت در نموداردو گروه الکترونی مشاهده می کنیم:

  
  گروه الکترونی a: شامل یک الکترون در لایه دوم

  
  گروه الکترونی b: شامل دو الکترون در لایه اول

  در اتم لیتیم بین E1 و E2 رویE2 یک جهش داریم (یعنی جایی که لایه عوض می شود)انرژی متوالی یونش می باشد.

  مثال دیگر: 5B دارای پنج

  . دو گروه الکترونی در بورقابل تشخیص است.

  
  2. اتم بور دارای دو لایه است.

  
  3. دارای یک جهش بزرگ بینE3 و E4 روی E4

  
  4. گروه الکترونی a الکترون های دور از هسته (لایه دوم)

  
  5. گروه الکترونی b الکترون های نزدیک هسته (لایه اول)

  
  افزایش انرژی یونش تدریجی است (به استثناء جایی که لایه عوض می شود)

  یعنی از الکترون 3 به 4 در اتم بور که دارای پنج الکترون است یعنی یک جهش بزرگ داریم

  
  راه های مطالعه بر روی ساختار اتم:

  ١ـروش اول : مطالعه طیف اتمی عناصر

  
  2ـ روش دوم: مطالعه برروی انرژی یونش های متوالی یک عنصر

  
  پس با هر دو روش توانستیم به ساختار اتم یا بهتر بگوییم ترتیب قرار گفتن الکترون ها در اطرافهسته پی ببریم

  نکاات اضافی پایانی

  تمام تابشهای الکترومغناطیسی خواص موجی دارند

  
  طول موج: فاصله ی دو ماکزیمم یا دو مینیمم (یا هر دو نقطه ی مشابه و همفاز) روی دو موج متوالی را طول موج گویند.

  
  فرکانش: تعداد موجهایی که از یک نقطه در یک ثانیه می گذرند.

  
  هرتز: 1/sرا یک هرتز گویند.

  
  تابش الکترومغناطیس خصلت دو گانه ذره و موج دارد.جذب و نشر آن کوانتومی است. که مقادیر معینی انرژی دارد و فوتون نیز نامیده می شود.

  
  راه های برانگیختن اتم: قوس الکتریکی ـ جرقه الکتریکی ـ تخلیه الکتریکی ـ شعله (گرما دادن)

  
  اگر اتم برانگیخته شود از خود نور نشر می کند.

  
  پوزیترون: ذره بنیادی با بار مثبت e+

  
  جهش انرژی بزرگ: در انرژی یونش تفاوت فاحش و بزرگ بین دو انرژی یونش (بین لایه های اصلی)

  
  جهش کوچک انرژی: در بین زیر لایه یک لایه اصلی تفاوت انرژی وجود دارد. (بین زیر لایه ها)

  
  آخرین مدل و نظریه ،مدل استاندارد ذره هاوبر هم کنش می باشد.

  
  طبق این مدل هنوز الکترون هاذره ی بنیادی می باشد. اما پروتون ها و نوترون ها خود از ذراتی به نام کوارک تشکیل شده است.بنابراین پروتون و نوترون دیگر ذرات بنیادی نیستند.

  ضرورت طبقه بندی عنصرها

  
  دانشمندان با مطالعه بر روی عناصر متوجه شده بودند که با وجود تفاوت بین خواص عنصرهامشابهت فیزیکی و شیمیاییبین عناصر وجود دارد. تفاوت ها نیز از نظم و ترتیب خاصی پیروی می کند.

  
  طبقه بندی عناصر، با توجه به تشابه برخی از عنصرها با یک دیگر، و نظم و ترتیب موجود در تغییراتخواص آنها امکان پذیر بود.

  
  سرگذشت جدول عناصر

  · اولین دسته بندی توسط لاوازیه صورت گرفت. لاوازیه عناصر را به دو دسته فلز و نافلز تقسیم کرد.

  
  · دوبراینر دانشمند دیگری که عناصر در دسته های سه تایی به جدول زیر تقسیم بندی کرد.

  
  نیوزلند براساس قانون اکتاو (گام های موسیقی) هفت عنصر را در هفت دسته هفت تایی دسته بندی کرد.در این دسته بندی خواص فیزیکی و شیمیایی در عنصر هشتم تکرار می شد.(طبق جدول زیر)
  اولین دانشمندی که عناصر را طبقه بندی کرد مندلیف روسی بود.

  
  مندلیف به تغییرات خواص عناصر توجه نمود. او با بیان قانون تناوبی جدول خود را عرضه کرد.

  
  مندلیف در تنظیم جدول دو اصل را رعایت کرد.

  
  1- اصل تشابه خواص عناصر (قرار گرفتن عناصر با خاصیت های مشابه در زیر هم در یک ستون)

  
  2- افزایش تدریجی جرم اتمی عناصر در ردیف های کنار هم (تغییر تدریجی خواص)

  
  مندلیف عناصر شناخته شده زمان خود را در چند ردیف (دوره ـ تناوب) براساس افزایش جرم اتمی از چپ به راست منظم نمود. به گونه ای که عناصر با خواص مشابه زیر یکدیگر در یک ستون قرار بگیرند.

  
  این کار باعث شد خانه های خالی متعددی از عناصر که در زمان مندلیف کشف نشده بود پیش بینی شود در نتیجه قدم بزرگ در راه کشف این عناصر توسط محققین برداشته شود.

  
  ایراد جدول مندلیف: چند مورد بی نظمی دیده می شد و آن این بود که برای رعایت اصول تشابه مجبور شد عناصر سنگین تر را قبل از عناصر سبک تر قرار دهد.

  
  قانون تناوبی مندلیف: اگر عنصرها به ترتیب افزایش جرم اتمی در کنار هم در ردیف قرار گیرند خواص فیزیکی و شیمیاییآنها به طور تناوبی تکرار می شود.

  
  ا موزلی با کشف عدد اتمی تعداد پروتون های هسته نشان داد که عدد اتمی معیار مناسب تری برای تنظیم عناصر در جدول تناوبی است.بر همین اساس موزلی معیار تنظیم عناصر در جدول را تغییر داد. به طور که در

  
  جدول تناوبی امروزی عناصر بر مبنای عدد اتمی (نه جرم اتمی) تنظیم شده اند.

  
  قانون تناوبی جدول امروزی:براساس کار موزلی ـ قانون تناوبی عناصر ـ هر گاه عناصر را براساس افزایش عدد اتمی در کنار یکدیگر قرار دهیم خواص فیزیکی و شیمیایی آنها به طور تناوبی تکرار می شود.

  
  سه مورد بی نظمی جدول تناوبی مندلیف:

  
  در جدول پیشنهادی مندلیف نیکل بعد از کبالت و ید نیز بعد از تلور آمده است. (لازم به ذکر است که آرگون و پتاسیم هم جزء این بی نظمی ها قرار می گیرد اما باید دانست که در زمان مندلیف هنوز گازهای نجیب کشف نشده بود.) مندلیف نه (9 ) مورد خواص و محل عنصر را پیش بینی کرد که هشت مورد آن درست بود.سه مورد آن به ترتیب اکا سیلسیم(همان ژرمانیم) ـ اکابور (همان اسکاندیم) ـ اکاآلومینیم (همان گالیم) بودند.

  جدول تناوبی عناصر: جدول دارای 18 گروه و 7 دوره می باشد.

  
  در دوره اول تا ششم به ترتیب

  
  عنصر وجود دارد.

  
  دوره هفتم که ناقص است و امروزه شامل 23 عنصر می باشد.

  ویژگیهای عناصر
  
  شماره دوره تعداد لایه ها اصلی و شماره گروه تعداد الکترون های لایه آخر یا لایه ظرفیت و شماره خانه تعداد کل الکترون ها یا پروتون ها را نشان می دهد.

  
  جدول دارای 8 گروه اصلی (A) و 10 گروه فرعی (B) می باشد. (البته 10 گروه (ستون) به 8 گروه فرعی (B) تقسیم شده است.

  
  از یک دیدگاه می توان عناصر جدول را به دسته های فلز و نافلز و شبه فلز و گاز نجیب تقسیم کرد.

  فلز: عناصری که در لایه آخر (لایه ظرفیت) کمتر از سه الکترون دارند. تمایل به از دست دادن الکترون دارند. بیش از 80% عناصر جدول فلز هستند که به جزء جیوه همگی جامدند و ویژگی های مشترک زیر دارند.

  
  1- رسانای خوب گرما و برق هستند.

  
  2- سطح براق دارند.

  
  3- قابلیت چکش خواری و شکل پذیری دارند.

  
  نافلز: عناصری که در لایه ظرفیت بیشتر از چهار الکترون (پنج ـ شش ـ هفت) دارند. تمایل به گرفتن الکترون دارند. بیشتر به حالت گاز هستند (بجزء برم) و آن نافلزاتی که جامدند ویژگی های زیر را داراست.

  
  1- رسانای خوبی برای گرما و برق نیستند.

  
  2- سطح براق ندارند.

  
  3- شکننده بوده و قابلیت چکش خواری و مفتول شدن ندارند.

  گاز نجیب:

  
  عناصری هستند که به دلیل آرایش الکترونی خاص (لایه ظرفیت آنها پر و پایدار است.) و واکنش پذیری بسیار کمی دارند.

  
  جدول تناوبی امروزی عنصرها:

  
  متداول ترین شکل جدول تناوبی در حال حاضر توسط شیمیدان ها مورد استفاده قرار می گیرد براساس قانون تناوبی عنصرها استوار است. بر طبق این قانون هر گاه عنصرها را براساس افزایش عدد اتمی در کنار یک دیگر قرار دهیم خواص فیزیکی و شیمیایی آن ها به صورت تناوبی تکرار می شود.

  
  مهمترین نکته در جدول تناوبی تشابه آرایش الکترونی عنصرهای یک خانواده در بسیاری از گروه های این جدول است. بنابراین با نگاهی به این جدول تناوبی متوجه می شویم که خواص شیمیایی عنصرهای همگروه به این دلیل مشابهند که آرایش الکترونی آن ها به یکدیگر شبیه است. پس مکان خاصی را در جدول تناوبی به خود اختصاص می دهد.

  معرفی گروههای جدول تناوبی:

  
  گروه (فلزهای قلیایی) IA

  
  گروه 2 (فلزهای قلیایی خاکی) IIA

  
  گروه های 3 تا 2 (عناصر واسطه) (I-VIII)B

  
  گروه های 13 تا 18 IIIA-VIIIA

  
  هیدروژن خانواده تک عنصری

  1ـ ویژگی های گروه فلزهای قلیایی: IA

  
  همگی فلزهایی نرم و با چاقو بریده می شوند (بجزء لیتیم) و بسیار

  
  واکنش پذیرند و به همین علت در طبیعت بصورت آزاد یافت نمی شود.

  
  از بالا به پایین در این گروه بر شدت واکنش پذیری آنها افزوده می گردد.

  
  سطح براق آن ها به سرعت با اکسیژن هوا وارد واکنش شده و تیره می گردد.

  
  همگی با آب سرد واکنش نشان می دهند.

  
  در زیر نفت نگهداری می شود تا از اکسیژن هوا و رطوبت محافظت شود.

  
  محلول آنها در آب خاصیت قلیایی از خود نشان می دهد بنابراین می تواند چربی ها

  
  را در خود حل کند.

  
  فرمول اکسید فلزهای این گروه M2O می باشد.

  Li         Na         K           Rb               Cs            Fr

  
  این فلزهای فعال با آب محلول بازی (قلیایی) تولید می کند.

  همگی آرایش الکترونی ns1 [گاز نجیب] دارند و لایه ظرفیت آن ها ns1 است و تمایل دارند الکترون لایه آخر خود از دست بدهند تا به آرایش گاز نجیب پیش از خود برسند.

  در این گروه از بالا به پایین چگالی و شعاع اتمی و شعاع یونی افزایش

  نقطه ذوب و جوش و انرژی نخستین یونش کاهش می یابد.

  
  اولین جهش بزرگ انرژی این عناصر در IE2 آن ها اتفاق می افتد

  
  گروه فلزهای قلیایی خاکی : IIA

  
  a- این گروه سخت و چگال تر از گروه اول هستند و واکنش پذیری کمتری نسبت به گروه اول دارند. با این وجود در طبیعت بصورت آزاد یافت نمی شود.

  
  b- با آب محلول قلیایی می دهد. (بجزء برلیم)

  
  c- فرمول اکسید آن ها MO است.

  
  d- از بالا به پایین فعالیت شیمیایی آن ها بیشتر می شود.

  
  e- همگی آرایش الکترونی ns2[گاز نجیب] دارند و لایه ظرفیت آن ns2 است

  
  f- و تمایل دارند که این الکترون های ظرفیتی را از دست بدهند تا به آرایش گاز نجیب برسند. (البته تمایل کمتر این عناصر برای واکنش برای این است که برای رسیدن به آرایش گاز نجیب باید دو الکترون از دست بدهد.)

  
  Be       Mg      Ca     Sr       Ba          Ra

  g- در این گروه از بالا به پایین چگالی و شعاع اتمی و شعاع یونی افزایش و نقطه ذوب و جوش و انرژی نخستین یونش کاهش می یابد.

  
  h- اولین جهش بزرگ این عناصر در IE3 آن ها اتفاق می افتد.

  
  i- واژه خاکی برای این مطلب بوده که بسیاری از ترکیب های این عناصر در آب حل نمی شوند و در خاک باقی می مانند.

  در توضیح چگال تر بودن گروه دوم می توان گفت که جرم این فلزات بیشتر شده حجم نیز کوچک تر شده (هر چه از سمت چپ جدول به سمت راست برویم شعاع اتم کوچک تر شده در نتیجه حجم اتم کوچک تر می شود.) بنابراین چگالی زیاد می شود. در گروه اول و دوم جدول نیز هر چه از بالا به پایین بیاییم عناصر چگالتر می شوند زیرا با افزایش حجم اتم جرم اتم نیز زیاد می شود. (اما نه چندان زیاد)

  در توضیح افزایش شعاع در هر دو گروه (همچنین در هر گروه دیگر از جدول) می توان گفت شعاع به دو دلیل زیاد می شود: 1ـ در هر گروه از بالا به پایین به ازای هر تناوب یک لایه الکترونی به تعداد لایه الکترونی افزوده می شود. پس با زیاد شدن تعداد لایه شعاع اتم زیاد می شود. 2ـ دلیل دوم با افزایش عدد اتمی در یک گروه تعداد اوربیتال های پر شده بین هسته و لایه ی الکترونی بیرونی اتم افزایش می یابد وجود الکترون ها در اوربیتال های درونی از تأثیر نیروی جاذبه ی هسته بر الکترون های موجود در لایه بیرونی می کاهند پس شعاع افزایش می یابد. به این پدیده اثر پوششی الکترون های درونی گفته می شود.

  بار مؤثر هسته: به بار الکتریکی مثبتی که از طرف هسته بر این الکترون ها وارد می شود بار مؤثر هسته می گویند.

  
  گروه های سوم تادوازدهم ـ عنصرهای واسطه: (1-8B)

  1. همگی فلز معمولی هستند و در صنعت و زندگی کاربرد دارند. اما واکنش پذیری شیمیایی آن ها کمتر از گروه فلزهای اول و دوم (فلزهای فعال) است.

  2. نسبت به فلزهای گروه اول و دوم (فلزهای فعال) چگال تر و دیر ذوب تر هستند.

  3. آرایش الکترونی آن ها بی نظم است و در لایه ظرفیت این عناصر تعداد الکترون ها متغیر است. پس ظرفیت آن ها گوناگون است. و نمکهای این دسته رنگین است. (برخلاف گروه اول و دوم که همگی آن ها نمک های بیرنگ و سفید دارند.)

  4. در این عناصر زیر لایه d در حال پر شدن است.

  5. از چپ به راست روند شعاع آن ها نامنظم است.

  6. این عناصر (عناصر گروههای B) در بین دو گروه اصلی IIA و IIIA قرار دارد.

  
  7. به دو دسته تقسیم می شوند:

  عناصر واسطه (خارجی) و عناصر واسطه داخلی .

  که خود این عناصر به دو دسته لانتانیدها و اکتینیدهاتقسیم می شوند.

  
  لانتانیدها:
  همه فلزهایی براق هستند و واکنش پذیری قابل توجهی دارند. و شبیه به عنصر لانتان La57 می باشد. و متعلق به خانه ی 57 جدول می باشد لانتانیدها عنصرهای 57 تا 71 را تشکیل می دهند. جزء بلوک (دسته) f می باشد. و f4 آن ها در حال پر شدن است و در یک ردیف 14 تایی قرار دارند و متعلق به دوره ششم جدول می باشد. این فلزهای طبیعی کمیاب هستند.

  
  اکتینیدها:
  همه فلز پرتوزا (هسته ناپایدار) می باشند. و شبیه به عنصر اکتینیم Ac 89 است. و متعلق به خانه 89 می باشد. در این گروه نیز همانند گروه لانتانیدها زیر لایه f در حال پر شدن است. در این عنصرها ساختار هسته نسبت به آرایش الکترونی از اهمیت بیشتری برخوردار است. اوربیتال f5 آنها در حال پر شدن است و در یک ردیف 14 تایی در بیرون جدول قرار دارند (این دو سری چهارده تای به علت این که اوربیتال داخلی f در حال پر شدن است که مربوط به تراز انرژی داخلی تر می باشد. واسطه داخلی گفته می شود.)

  
  عنصرهای گروه های 13 تا 18 جدول تناوبی:

  
  این گروه ها دسته ی P جدول هستند زیرا در آنها اوربیتال های زیر لایه P در حال پر شدن است .

  
  F            cl           Br                   I                As                                                                         

  
  در این دسته عنصرهای فلزی ـ نافلزی ـ شبه فلزی و گاز نجیب دیده می شود. دو گروه مهم در این دسته گروه 17 یا گروه هفتم اصلی یا گروه هالوژن می باشد. و گروه مهم دیگر گروه 18 یا هشتم اصلی یا گاز نجیب می باشد.

  
  ویژگی هالوژن ها:

  
  1- با فلزها به آسانی واکنش می دهند و نمک ها را می سازند (هالوژن در زبان لاتین به معنی نمک ساز است.)

  
  2- نافلزترین گروه جدول است. از بالا به پایین از میزان فعالیت آنها کاسته می شود.

  
  3- آرایش لایه آخر آن ها با گرفتن یک الکترون به آرایش گاز نجیب پس از خود

  
  می رسند.

  
  4- از بالا به پایین در این گروه نقطه ذوب و جوش افزایش می یابد.

  
  5- در طبیعت به صورت آزاد یافت نمی شود (به علت واکنش پذیری زیاد) و ملکول های آن دو اتمی است.

  
  ویژگی های گازهای نجیب یا بی اثر: گروه 18

  
  1- لایه آخر آن ها پر است.

  
  2- واکنش پذیری بسیبار کم این گازها نتیجه ی پایداری به خاطر

  
  3- آرایش ویژه می باشد.

  
  4- تک اتمی هستند. و نادر و کمیاب در طبیعت می باشند.

  
  5- از بالا به پایین در این گروه واکنش پذیری بیشتر می شود. امروزه بی اثر بودن گازهای نجیب دیگر مطرح نیست چون از کریپتون و زنون و رادون با واکنش پذیری کم چند ترکیب ساخته اند. اما هنوز از هلیم و نئون و آرگون هیچ ترکیبی نساخته اند.

  
  هیدروژن ـ یک خانواده تک عضوی:

  
  1- این عنصر فراوان ترین در جهان است ولی در روی کره زمین نهمین عنصر فراوان است.

  
  
  2- تنهاست چون به هیچ عنصری شباهت ندارد.

  
  3- با فلزهای فعال (گروه 1 و 2) واکنش می دهد (نقش یون منفی (آنیون) می گیرد و تشکیل هیدرید می دهد مثل (NaH)

  
  4- با نافلزها نیز واکنش می دهد (مثل HcL)

  
  5- آرایش الکترونی لایه ظرفیت آن s1 است.

  
  6- بیشتر پیوند کووالانس تشکیل می دهد (آب فراوان ترین ملکول از هیدروژن با پیوند کووالانس می باشد.)

  
  7- آن را در طبیعت آزاد نمی توان یافت. اما ترکیبات فراوانی از آن مانند چربی ها و پروتئین ها و هیدرات کربن مثل قند و نشاسته را می توان یافت.

  شعاع اتمی:

  
  چون الکترون ها در محدوده هایی حرکت می کنند که شبیه به ابر به نظر می رسند. با این تشبیه می توان تصور کرد که تا چه اندازه اندازه گیری ابعاد اتم ها دشوار است. زیرا مرزهای یک توده ابر مانند نامشخص و متغیر است.

  
  اندازه یک اتم به وسیله ی شعاع آن تعیین می شود.

  
  شیمیدان ها شعاع اتم را با روش های گوناگون اندازه می گیرند.

  
  1- نصف فاصله ی بین هسته ای دو اتم مشابه در یک ملکول دو اتمی (جور هسته با پیوند یگانه (ساده) به این کمیت اندازه گیری شده شعاع کووالانسی گویند.

  
  برای این که طول پیوند شعاع اتمی محسوب شود بایستی پیوند ساده و اتم جور هسته باشد.

  2- در این روش از طول پیوند به هنگامی که دو اتم (گاز نجیب) و دو ملکول مجاور را که نسبت به هم به حالت مماس قرار گرفته اند استفاده می شود. به نصف این فاصله شعاع و اندر والسی می گویند.

  
  از روش های دیگر نیز می توان به دست آورد به طور مثال برای به دست آوردن شعاع اتمی (کووالانسی) گازهای نجیب از برون یابی از روی نمودار از منحنی شعاع به شماره گروه بدست آورد چون گازهای نجیب پیوند انجام نمی دهند معمولاً شعاع و اندر والسی در نظر می گیرند.

  نکته: همیشه شعاع و اندروالسی از شعاع کووالانسی بزرگتر است. به دلیل تنوع در روش های اندازه گیری شعاع جدول مربوط به این مقادیر معمولاً با هم متفاوت است.

  
  الکترونگاتیوی: میزان تمایل نسبی یک اتم برای کشیدن الکترون های یک پیوند کووالانسی به سمت هسته خود را گویند. قویترین الکترونگاتیوی جدول فلوئور (F) می باشد که عدد 4 را به آن نسبت می دهند. و ضعیف ترین الکترونگاتیو جدول (قویترین الکتروپوزتیو) نیز عنصر سزیم (Cs)است.

  
  دو عامل در الکتونگاتیوی مؤثر است: 1ـ بار مؤثر هسته 2ـ شعاع اتمی

  نکته: دو عامل در انرژی یونش مؤثر است: 1ـ شعاع 2ـ پایداری آرایش الکترونی

  
  روندها و نظام های حاکم بر جدول:
   
  لازم به ذکر است تمام نظام ها و قاعده ها و روندهاتقریبی است.

  نکات:

  
  1- در هر گروه: از بالا به پایین شعاع افزایش می یابد.

  
  2- در هر گروه: از بالا به پایین خاصیت فلزی افزایش می یابد.

  
  3- در هر گروه: از بالا به پایین الکترونگاتیوی کاهش می یابد.

  
  4- در هر گروه: از بالا به پایین نافلزی کاهش می یابد.

  
  5- در هر گروه: از بالا به پایین انرژی یونش کاهش می یابد.

  
  6- در هر تناوب: از چپ به راست شعاع کاهش می یابد.

  
  7- هر تناوب: از چپ به راست خاصیت فلزی کاهش می یابد.

  
  8- در هر تناوب: از چپ به راست الکترونگاتیوی افزایش می یابد.

  
  9- در هر تناوب: از چپ به راست نافلزی افزایش می یابد.

  
  10- در هر تناوب: از چپ به راست انرژی یونش افزایش می یابد.

  
  نکات: 91 عنصر در جدول در طبیعت وجود دارد.

  
  از عنصر 92 به بعد به طور ساختگی می باشد.

  * سر گروه سوم ـ عنصر بور موارد استفاده زیادی دارد از جمله در پزشکی به عنوان داروی ضدعفونی کننده و در صنعت در تهیه ظرف های پیرکس مورد استفاده قرار می گیرد.

  *لیتیم سر گروه ـ گروه اول به عنوان داروی ضد افسردگی مصرف می شود.

  
  کلسیم عنصری از گروه دوم برای تأمین کلسیم استخوان های بدن می باشد.

  
  دو عنصر مایع جدول به ترتیب جیوه (فلز) و برم (نافلز) و حال سومین عنصر مایع با نیمه عمر کوتاه تنها از طریق برون یابی به نقطه ذوب آن می توان دست یافت.

  
  عنصر ها یا یک حرفی یا دو حرفی یاسه حرفی هستند.

  
  نامگذاری عناصر سه حرفی جدول را با یک مثال بیان می کنیم. عنصر 104 دو مدعی کشف در جهان دارد برای رفع این مشکل IUAC برای نامگذاری این عنصر از ریشه لاتین و یونانی استفاده کرده است.

  
  سیستمی که آیوپاک برای نامگذاری عناصر شماره 104 و بعد از آن طرح کرده، ساده است. نام این عنصر مستقیماً از عدد اتمی آن، با استفاده از ریشه های لاتینی و یونانی مشتق می شود. این ریشه ها بر حسب ارقام عدد اتمی با پسوند ـ ایم ium که به منظور کامل کردن نام عنصر افزوده می شود ـ تنظیم می گردد. بنابراین، نام عنصر 104 اونیل کوادیم می شود که لفظ به لفظ یک , صفر, چهار معین می دهد. نماد شیمیایی عنصر در این سیستم، از حرفهای اول ریشه های ارقامی که نام آن را می سازند، تشکیل می شود.

          Oct 

    8

  hex

  6

  guad

  4

  bi

  2

  nil

  0

  
  Enn

  9

  sept

  7

  pent

  5

  tri

  3

  un

  1

  
  
  
  
  
  
  1- دریک گروه با افزایش عدد اتمی شعاع اتمی افزایش می یابد. و در هر دوره با افزایش عدد اتمی

  
  (به طور کلی و بدون در نظر گرفتن استثنائات) شعاع اتمی کاهش می یابد.

  2-اگر نمودار شعاع اتمی بر حسب عدد اتمی مطابق نمودار مقابل را ملاحظه کنید, ماکزیمم شعاع اتمی متعلق به فلزات قلیایی و مینیمم شعاع اتمی متعلق به هالوژن ها است.

  
  نکته: انرژی یونش گروه دوم به علت پر بودن اوربیتال s از گروه سوم و گروه پنجم به علت نیمه پر بودن اوربیتال های p آن از گروه ششم بیشتر است.

  3-در هر گروه از بالا به پایین با افزایش شعاع اتمی الکترونگاتیوی کاهش از چپ به راست با کاهش شعاع اتمی الکترونگاتیوی افزایش می یابد به طوری که در هر دوره کمترین الکترونگاتیوی مربوط به فلز قلیایی و بیشترین الکترونگاتیوی مربوط به هالوژن است.

  
  4. تعیین دوره و گروه عناصر:

  
  اگر آرایش لایه طبیعت بصورت آزاد یافت نمی شود.آخر عنصری به ns1 ختم شود. متعلق به گروه اول اصلی (IA) می باشد. این گروه فقط کاتیون یک بار مثبت تولید می کند.

  مثال:3s1 یعنی گروه اول اگر آرایش لایه آخر عنصری به ns2ختم شود. متعلق به گروه دوم اصلی (IIA)می باشد. این گروه فقط کاتیون دو بار مثبت ایجاد می کند.

  مثال:5s2 یعنی گروه دوم اگر به ns2npx ختم شود 2+x گروه محسوب می شود.

  مثال:ns2np3 در گروه پنجم اصلی (VIIB) می باشد.

  
  اگر در عناصر واسطه لایه آخر به nsx(n-1)dyختم شود جمعx+y گروه مربوطه خواهد شد .

  مثال :4s23d5گروه ((VII B) می باشد .

  
  نکته: طبق ایوپاک شماره گروه مجموعه الکترون های تراز s+p+(n-1)d می باشد.

  مثال: (برای عناصر دسته P)

  
  5s25p54d10گروه 17 ایوپاک یا گروه هفت اصلی VIIA

  5. هنگام رسم آرایش الکترونی یون ها ابتدا آرایش الکترونی اتم را در حالت خنثی رسم کنید. به اندازه بار مثبت از تعداد الکترون ها کم کنید و به اندازه بار منفی بر تعداد الکترون ها بیافزاید.توجه داشته باشید که درعناصر واسطه ابتدا nsخالی می شودو بعدd (n-1)

  چرا اتم ها با هم پیوند انجام می دهند؟

  
  چرا در طبیعت مواد بیشتر به صورت ترکیب یافت می شود

  
  چرا گازهای نجیب در طبیعت به صورت اتمی وجود دارند.

  
  این ها سؤال هایی که به دنبال پاسخ آن هستیم. حال به دنبال پاسخ خود جواب این سؤال را در ویژگی اتم ها باید یافت.

  
  گازهای نجیب در لایه اخر (لایه ظرفیت) خود همگی دارای هشت الکترون می باشند (به جزء هلیم) یعنی لایه آخر آن ها پر و تکمیل است پس میلی به انجام واکنش ندارند اما اتم های دیگر به علت نقص درآرایش لایه آخرخود میل به انجام واکنش دارند تا لایه آخر خود را پر و تکمیل نمایند و پایدار شوند (یعنی شبیه گازهای نجیب شوند)

  
  قاعده اکتت: عناصر تمایل دارند لایه آخر آن ها هشتایی شود. به نظر می رسد این حالت عناصر را به پایداری می رساند. فلزها و نافلزها هر کدام به روش این کار انجام می دهند فلزها با از دست دادن و نافلزها با کسب الکترون به آرایش پایدار گاز نجیب می رسند و این امکان ندارد مگر بین فلز و نافلز با رد و بدل کردن الکترون پیوند انجام دهند و این نوعی پیوند به نام پیوند یونی است. به طور مثال:

  اما آیا تمامی اتم ها فقط به این طریق می توانند اکتت شوند و به آرایش دلخواه خود برسند؟ پاسخ منفی است پس راه های دیگری نیز وجود دارد. پس انواع مختلف پیوندهایی که اتم ها می توانند انجام دهند آن ها را می توانند به پایداری برساند. پس تشکیل پیوند راهی است برای رسیدن اتم ها به پایداری.

  
  پیوند: یعنی اتصال اتم ها

  
  دو نوع پیوند اتم ها برای رسیدن به پایداری:

  
  1. پیوند یونی

  
  2. پیوند کووالانسی (در فصل چهارم درباره آن صحبت خواهد شد)

  
  پیوند یونی: هر گاه اتم فلزی الکترون از دست بدهد و اتم نافلزی الکترون بگیرد اتم فلزی به کاتیون و اتم نافلزی به آنیون تبدیل می شود چون بار این دو یون مخالف است همدیگر جذب می کنند و پیوندی به نام پیوند یونی بوجود می آید و این چنین ترکیبات را ترکیبات یونی گویند.

  
  به طور مثال سدیم و کلر چه شرایطی برایشان پیش آید تا به آرایش گاز نجیب برسد درست است سدیم به عنوان یک فلز با از دست دادن و کلر به عنوان یک نافلز با گرفتن الکترون می توانند به آرایش مطلوب گاز نجیب برسند. پس سدیم به کاتیون و کلر به آنیون تبدیل می شود.

  
  اگر در طبیعت جستجو کنیم این ترکیب را که همان نمک طعام می باشد به فراوانی پیدا می کنیم که از کاتیون سدیم و آنیون کلر درست شده است.

  حال نمک طعام را به عنوان یک ترکیب یونی از لحاظ ساختار مورد بررسی قرار می دهیم.

  
  هر گاه یک قطعه بلور نمک طعام که شبیه یک مکعب است از دست ما به زمین بیفتد تکه های مکعبی کوچکی را مشاهده می کنیم به نظر می رسد که بلور نمک طعام از تعداد بسیار زیادی مکعب کوچک درست شده است این مکعب های کوچک نیز از مکعب های کوچکتری درست شده است. (البته کوچکترین مکعب را که سلول واحد می نامند که قابل دیدن نیست.)

  سلول واحد:کوچکترین واحد تکراری ساختار بلور را سلول واحد گویند.

  
  البته باید دانست که ساختار بلورها به وسیله ی دستگاهی به نام پراش سنج پرتوی x و روش بلور نگاری پرتوی x نام دارد، انجام می شود بیشتر اطلاعات مربوط به ساختار بلورها به وسیله ی پراش پرتوی x به دست آمده است.

  
  · نکته مهم: در واقع به وسیله پرتوی x، پرتو هنگام عبور از یک بلور به وسیله ی آرایش منظم اتم ها یا ملکول ها یا یون ها پراکنده می شود و الگویی از ساختار را به دست می دهد.

  
  · پس با پراش پرتوی Xسه مطلب مشخص می شود 1ـ آرایش ذرات و بلور و نحوه چیدن ذرات 2ـ فاصله ذرات

  
  بلور: تمام جامدها ساختار بلوری دارند. حال باید پرسید بلور چیست؟

  
  به ساختاری که از منظم چیده شدن ذرات (اتم یون یا مولکول) به وجود می آید شبکه بلور می نامند در واقع بلور، یک شکل هندسی دارد.(کلاً هفت نوع دستگاه بلوری و چهارده سلول واحد داریم).

  جامدات که همه بلوری اند به هفت شکل متبلور می شوند یک نوع ساختار بلوری آن که متداول تر است مکعبی است به سه صورت است:

  1ـ مکعب ساده

  2ـ مکعب مرکز پر

  3ـ مکعب مراکز وجوه پر