***الذرة***

الذرة هي أصغر جزء من العنصر الكيميائي الذي يحتفظ بالخصائص الكيميائية لذلك العنصر. يرجع أصل الكلمة الإنجليزية (بالإنجليزية: Atom‏) إلى الكلمة الإغريقية أتوموس، وتعني غير القابل للانقسام؛ إذ كان يعتقد أنه ليس ثمة ما هو أصغر من الذرة. تتكون الذرة من سحابة من الشحنات السالبة (الإلكترونات) تحوم حول نواة موجبة الشحنة صغيرة جدا في الوسط. تتكون النواة الموجبة هذه من بروتونات موجبة الشحنة، ونيوترونات متعادلة. الذرة هي أصغر جزء من العنصر يمكن أن يتميز به عن بقية العناصر؛ إذ كلما غصنا أكثر في المادة لنلاقي البنى الأصغر لن يعود هناك فرق بين عنصر وآخر. فمثلاً، لا فرق بين بروتون في ذرة حديد وبروتون آخر في ذرة يورانيوم مثلاً، أو ذرة أي عنصر آخر. الذرة، بما تحمله من خصائص؛ عدد بروتوناتها، كتلتها، توزيعها الإلكتروني...، تصنع الفروقات بين العناصر المختلفة، وبين الصور المختلفة للعنصر نفسه (المسماة بالنظائر)، وحتى بين كون هذا العنصر قادراً على خوض تفاعل كيميائي ما أم لا.

ظل تركيب الذرة وما يجري في هذا العالم البالغ الصغر، ظل وما زال يشغل العلماء ويدفعهم إلى اكتشاف المزيد. ومن هنا أخذت تظهر فروع جديدة في العلم حاملة معها مبادئها ونظرياتها الخاصة بها، بدءاً بمبدأ عدم التأكد (اللاثقة)، مروراً بنظريات التوحيد الكبرى، وانتهاءً بنظرية الأوتار الفائقة.
تركيب الذرة

أكثر النظريات التي لاقت قبولا لتفسير تركيب الذرة هي النظرية الموجية للإلكترون. وهذا التصور مبني على تصور بوهر مع الأخذ في الاعتبار الاكتشافات الحديثة والتطويرات في ميكانيكا الكم.

و التي تنص على :

* تتكون الذرة من جسيمات تحت ذرية (البروتونات ،الإلكترونات ،النيوترونات.
o مع العلم بأن معظم حجم الذرة يحتوى على فراغ.
* في مركز الذرة توجد نواة موجبة الشحنة تتكون من البروتونات ،النيوترونات (ويعرفوا على أنهم نويات)
o النواة أصغر 100,000 مرة من الذرة. فلو أننا تخيلنا أن الذرة بإتساع مطار هيثرو فإن النواة ستكون في حجم كرة الجولف

دالة الطول الموجي للمدار الإلكترونى للهيدروجين. عدد الكم الرئيسي على اليمين من كل صف وعدد الكم المغزلي موضح موجود على هيئة حرف في أعلى كل عمود.]]

* معظم الفراغ الذري تشغله مدارات تحتوى على الإلكترونات في توزيع إلكترونى محدد.
o كل مدار من نوع s يمكن أن يتسع لعدد 2 إلكترون، محكومين بأربعة أرقام للكم، عدد الكم الرئيسي، عدد الكم الثانوي، عدد الكم المغناطيسي، وعدد الكم المغزلي.
o كل إلكترون في أي من المدارات له قيمة واحدة لعدد الكم الرابع والذي يسمى عدد الكم المغزلي المغناطيسي، وقيمته إما s=+1/2 (متجه إلى أعلى) أو s=-1/2 (متجه إلى أسفل).
o المدارات ليست ثابتة ومحددة في الاتجاه وإنما هي مناطق حول النواة تمثل احتمال تواجد 2 إلكترون لهم نفس الثلاث أعداد الأولى للكم، وتكون آخر حدود هذا المدار هي المناطق التي يقل تواجد الإلكترون فيها عن 90 %.
* عند انضمام الإلكترون إلى الذرة فإنه يشغل أقل مستويات الطاقة، والذي تكون المدارات فيه قريبة للنواة (مستوى الطاقة الأول). وتكون الإلكترونات الموجودة في المدارات الخارجية (مدار التكافؤ) هي المسئولة عن الترابط بين الذرات. لمزيد من التفاصيل راجع "التكافؤ والترابط"
مراحل اكتشاف بناء الذرة

حتي نهاية القرن التاسع عشر كان الاعتقاد سائدا بأن الذرة هي جسم صغير للعنصر لا ينقسم. وباكتشاف الإلكترون من العالم الإنجليزي تومسون في عام 1897 عن طريق تجربته الشهيرة بتجربة نقطة الزيت، انفتح الطريق لاكتشافات أكبر من ذلك استغرقت نحو 35 عام حتي استطاع العلماء فك آخر أسرار الذرة حوالي عام 1930. وبعدها بدء العلماء تكريس اهتمامهم لدراسة وتفسير بناء نواة الذرة نفسها.

* بعد اكتشاف تومسون للإلكترون عرف أنه يحمل شحنة كهربية سالبة. ثم خلفه العالم الإيرلندي إرنست رذرفورد الذي صوب في عام 1911 وابل من أشعة ألفا خلال شريحة رقيقة من الذهب، والمعروف أن أشعة ألفا تحمل شحنة كهربية موجبة، فلاحظ رزرفورد انحراف بعض أشعة ألفا عند تخللها الشريحة إنحرافا ً شديدا ً. وفسر ذلك بحدوث اصتدامات بين أشعة ألفا بمركز ثقيل في ذرة الذهب. وبما أن الإلكترونات التي في الذرة بوزنها الخفيف لا تستطيع التسبب في هذا الانحراف الكبير، فلا بد وان تكون الشحنة الموجبة في الذرة متمركزة في النواة، وأن الإلكترونات تدور حولها، مثلما يحدث بالنسبة لدوران الكواكب حول الشمس. ولكن لم يستطع رزرفورد تفسير عدم انهيار الإلكترونات علي النواة طبقا لقانون التجاذب الكهرومعناطيسي حيث أن الإلكترونات سالبة الشحنة والنواة شحنتها موجبة.
* وجاء العالم الدنمركي نيلز بوهر في عام 1913 وافترض أن الإلكترونات لا بد وأن تتخذ حالات معينة حول النواة لا تفقد فيها طاقتها، وسمى تلك الحالة بالحالة الأرضية للإلكترون. وافترض انه عند إثارة الذرة بالحرارة العالية مثلا، فإن الإلكترون ينتقل من الحالة الأرضية إلى حالة أعلى من الطاقة، وعند قفزته وعودته إلى الحالة الأرضية فإنه يـُطلق فارق الطاقة التي يحملها على هيئة فوتون أي شعاع ضوئي ذو تردد محدد.
* ولتفسير النظام المتتالي للعناصر طبقاً للجدول الدوري حيث يتزايد عدد الإلكترونات في الذرة بتزايد العدد الذري، إقترح العالم الكيميائي الأمريكي لانجموير عام 1919 تواجد الإلكترونات في مجموعات حول النواة في أغلفة متطابقة فوق بعضها حول النواة. وبملاحظة أن بعض العناصر لا يتفاعل كيميائيا ً، وجدأن تلك العناصر الخاملة تتميز باحتوائها على أعداد مميزة من الإلكترونات، مثل الهيليوم ويحتوي على 2 من الإلكترونات، والنيون ويحتوي على عدد 10 إلكترزنات، والأرجون يحتوي على عدد 18 من الإلكترونات، تم يتلوهم في الجدول الدوري غاز الكريبتون وهو يحتوي على 32 من الإلكترونات. فأبدى برأيه بأنه ليست جميع الإلكترونات الموجودة في الذرة تشترك في التفاعل الكيميائي ،وان إلكترونات معينة تشترك في التفاعل الكيميائي وسمى هذه إلكترونات التكافؤ.
العناصر والنظائر

كل عنصر، بمعنى ذرة كل عنصر، يحمل عدداً خاصاً به من البروتونات (يعرف بالعدد الذري)، وهذا العدد من البروتونات لا يشاركه به غيره من العناصر؛ فعنصر الصوديوم مثلاً يحمل أحد عشر بروتوناً، وفي حال قابلت عنصراً ما يحمل أحد عشر بروتوناً فكن على ثقة أنك أمام عنصر الصوديوم أو على الأقل أمام إحدى صوره.و تتشارك الذرات التي لها نفس العدد الذري في صفات فيزيائية كثيرة، وتتبع نفس السلوك في التفاعلات الكيميائية. ويتم ترتيب الأنواع المختلفة من العناصر في الجدول الدوري طبقا للزيادة في العدد الذري.

الكتلة الذرية بمفهومها البسيط هي مجموع كتل المكونات التي تحتويها الذرة؛ فهي تمثل مجموع كتل البروتونات والنيوترونات وكذلك الإلكترونات، لكن لأن كتلة الإلكترونات ضئيلة جداً فإنها تهمل، ويؤخذ بمجموع كتل البروتونات والنيوترونات.(من أجل تعريف الكتلة الذرية للعنصر انظر أدناه). تقاس الكتلة الذرية بوحدة الكتل الذرية amu (و.ك.ذ)، حيث تساوي كتلة البروتون 1 و.ك.ذ تقريباً، وكذا كتلة النيوترون. وبهذا بإمكاننا أن نقدر الكتلة الذرية لعنصر ما من خلال معرفتنا بعدد البروتونات (Z) وعدد النيوترونات (N) التي يتكون منها، وبمعرفة أن كتلة كل واحد من هذه الجسيمات النووية (النيوكليونات) تساوي وحدة كتلية ذرية واحدة، فإن كتلة الذرة تساوي مجموع أعداد البروتونات والنيوترونات مقدراً بوحدة الكتل الذرية.

مجموع أعداد البروتونات والنيوترونات يساوي عدد الكتلة (A). وهنا يمكننا أن نكتب العلاقة التالية: A = Z + N، حيث Z تشير إلى العدد الذري و N إلى عدد النيوترونات. قد يتواجد عنصر ما بصور مختلفة تسمى بالنظائر، إذ أنّ لكل نظير منها العدد الذري نفسه (أي أنها تمثل نفس العنصر)، لكنها تتفاوت في كتلها الذرية انطلاقا من الاختلاف في عدد النيوترونات فيما بينها. ولتمييز تلك النظائر فإنه يتم كتابة اسم العنصر متبوعامن 1 بروتون أيضا. ويكون الديتيريوم هذا العنصر والموجودة في الطبيعة. * حوالي عام 1920 صنف العلماء الإلكترونات الموجودة في الذرة إلي مجموعات تتناسب مع خطوط الطيف التي يحصلون عليها للعناصر المختلفة، والتي يميزون خطوطها بالأصناف s, p, d, f. وتوصلوا إلي خصيصة أن الإلكترونات التي تشغل أعلى مستوى للطاقة في الذرة تشكل مجموعة إلكترونات التكافؤ وأن تكون هذه موجودة في الأغلفة الخارجية. وأن الإلكترونات التي تملأ الأغلفة الداخلية في الذرة لها طاقة أقل من إلكترونات الموجودة في الغلاف الأعلي، مما يجعل مثلاإلكترونات المدار 3d لها طاقة أعلى من طاقة المدار 4s، ولهذا فهي تشترك في التفاعل الكيميائي، وأما إلكترونات المدار 4s فلا تشترك.
* لم تستطع أي نظرية كلاسيكية تفسير توزيع خطوط الطيف للعناصر المختلفة، وأصبح واضحا ً للعلماء في أوائل العشرينيات أن

رياضة بحتة جديدة يجب ابتكارها، وان تأ خذ تلك الرياضة الجديدة خاصية مثنوية موجة-جسيم للإلكترون في الاعتبار. وخلال الأعوام 1923 - 1926 نجح العالم الألماني هيزنبرج والعالم النمساوي شرودنجر كل على حدة، في ابتكار طريقتين رياضيتين جديدتين على أساس الطبيعة الموجية للإلكترون. واعتمد هيزنبرج على حساب المصفوفات، وأما شرودنجر فاعتمدت طريقته على الميكانيكا الموجية، وسميت هاتان الطريقتان ميكانيكا الكم.
لتكافؤ والترابط

تكون الذرات متعادلة كهربائياً عندما يكون عدد ما تحمله من شحنات موجبة (بروتونات) يساوي تماماً عدد ما تحويه من شحنات سالبة (إلكترونات). عندما تفقد الذرة أو تكسب الإلكترونات، فإنها تتحول إلى أيونات. عندما تكتسب الذرة الإلكترونات فإن شحنتها السالبة تفوق شحنتها الموجبة وبذا تتحول إلى أيون سالب لأن عدد الإلكترونات فيها أصبح أكثر من عدد البروتونات وعندما تفقد الذرة الإلكترونات، فإنها تتحول إلى أيون موجب لأن عدد البروتونات فيها أصبح أكثر من عدد الإلكترونات.

لا توجد الذرات في الطبيعة عادة بصورة حرة (باستثناء ذرات العناصر الخاملة)، وإنما توجد ضمن مركبات كيميائية متحدةً مع غيرها من الذرات سواء أكانت ذرات العنصر نفسه أو ذرات عناصر أخرى. فذرة الأكسجين مثلاً لا تتواجد عادة بصورة حرة، وإنما ترتبط أكسجين أخرى مكونة جزيء الأكسجين في الهواء الذي نستنشقه، أو تتحد مع ذرتين من الهيدروجين مكونةً جزيء ماء، وهكذا.

سلوك الذرة الكيميائي يرجع في الأصل بصورة كبيرة للتفاعلات بين الإلكترونات. والإلكترونات الموجودة في الذرة تكون في شكل إلكترونى محدد ومتوقع. وتقع الإلكترونات في أغلفة طاقة معينة طبقا لبعد تلك الأغلفة عن النواة (راجع "التركيب الذري"). ويطلق على الإلكترونات الموجودة في الغلاف الخارجي إلكترونات التكافؤ، والتي لها تأثير كبير على السلوك الكيميائي للذرة. والإلكترونات الداخلية تلعب دور أبضا ولكنه ثانوى نظرا لتأثير الشحنة الموجبة الموجودة في نواة الذرة.

كل غلاف من أغلفة الطاقة يتم ترتيبها تصاعديا بدأ من أقرب الاغلفة للنواة والذي يرقم برقم 1 ويمكن لكل غلاف أن يمتلئ بعدد معين من الإلكترونات طبقا لعدد المستويات الفرعية ونوع المدارات التي يحتويها هذا الغلاف :

* الغلاف الأول : من 1 : 2 إلكترون - مستوى فرعى s - عدد 1 مدار.
* الغلاف الثاني : من 2 : 8 إلكترون - مستوى فرعى p, s - عدد 4 مدارات.
* الغلاف الثالث : من 3 : 18 إلكترون - مستوى فرعى d, p, s - عدد 9 مدارات.
* الغلاف الرابع : من 4 : 32 إلكترون - مستوى فرعى f d, p, s - عدد 16 مدار.

يمكن تحديد كثافة الإلكترونات لأى غلاف طبقاً للمعادلة : 2 n2 حيث " n " هي رقم الغلاف، (رقم الكم الرئيسي)وتقو الإلكترونات بملئ مستويات الطاقة القريبة من النواة أولا. ويكون الغلاف الأخير الذي به الإلكترونات هو غلاف التكافؤ حتى لو كان يحتوى على إلكترون واحد.

وتفسير شغل أغلفة الطاقة الداخلية أولا هو أن مستويات طاقة الإلكترونات في الأغلفة القريبة من النواة تكون أقل بكثير من مستويات طاقة الإلكترونات في الأغلفة الخارجية. وعلى هذا لإنه في حالة وجود غلاف طاقة داخلى غير ممتلئ، يقوم الإلكترون الموجود في الغلاف الخارجى بالتنقل بسرعة للغلاف الداخى (ويقوم بإخراج إشعاع مساوى لفرق الطاقة بين الغلافين).

تقوم الإلكترونات الموجودة في غلاف الطاقة الخارجى بالتحكم في سلوك الذرة عند عمل الروابط الكيميائية. ولذا فإن الذرات التي لها نفس عدد الإلكترونات في غلاف الطاقة الخارجي (إلكترونات التكافؤ) يتم وضعها في مجموعة واحدة في الجدول الدوري.المجموعة هي عبارة عن عامود في الجدول الدوري، وتكون المجموعة الأولي هي التي تحتوى على إلكترون واحد في غلاف الطاقة الخارجي، المجموعة الثانية تحتوي على 2 إلكترون، المجموعة الثالثة تحتوي على 3 إلكترونات، وهكذا. وكقاعدة عامة، كلما قلت عدد الإلكترونات في مستوى في غلاف تكافؤ الذرة كلما زاد نشاط الذرة وعلى هذا تكون فلزات المجموعة الأولى أكثر العناصر نشاطا وأكثرها سيزيوم، روبديوم، فرنسيوم.

وتكون الذرة أكثر استقرارا (أقل في الطاقة) عندما يكون غلاف التكافؤ ممتلئ. ويمكن الوصول لهذا عن طريق الآتي: يمكن للذرة المساهمة بالإلكترونات مع ذرات متجاورة (رابطة تساهمية). أو يمكن لها أن تزيل الإلكترونات من الذرات الأخرى (رابطة أيونية). عملية تحريك الإلكترونات بين الذرات تجعل الذرات مرتبطة معا، ويعرف هذا بالترابط الكيميائي وعن طريق هذا الترابط يتم بناء الجزيئات والمركبات الأيوينة. وتوجد خمس أنواع رئيسية للروابط :

* الرابطة الأيونية
* الرابطة التساهمية
* الرابطة التناسقية
* الرابطة الهيدروجينية
* الرابطة الفلزية


* من خلال أعمال هيزنبرج وشرودنجر وضح أهمية إدخال عدد كم ثانوي (أو السمتي)l إلى جانب عدد الكم الرئيسي n، كعددان يحددان الطاقة الكمومية لكل إلكترون في الذرة. فعدد الكم الرئيسي n يحدد عددالإلكترونات الكلي في الذرة بحسب العلاقة

2n2، أي أن الغلاف n=1 يحتوي على 2 إلكترون، والغلاف n=2 على 8 إلكترونات، والغلاف n=3 يحتوي على 18 إلكترون، وهكذا. ويرتبط عدد الكم الثانوي l بعدد الكم الرئيسي n بالعلاقة l=0, 1, 2 ,.. <n-1. وهو يشكل ما يسمى تحت الأغلفة أو المدارات، ويحدد عدد الإلكترونات في كل مدار بالعلاقة 2(2l+1).

* وتبلور خلال عام 1929 النموذج المداري للذرة كالآتي :

l=0 ويسمى مدار s ويمكن أن يحتوي على 2 إلكترون.

l=1 ويسمى مدار p ويمكن أن يحتوي على 6 إلكترونات (الغلاف الثاني وأعلاه)

l=2 ويسمى مدار d ويمكن أن يحتوي على 10 إلكترونات (الغلاف الثالث وأعلاه)

l=3 ويسمى مدار f ويمكن أن يحتوي على 14 إلكترون (الغلاف الرابع وأعلاه) وهكذا.

* بذلك تمكن العلماء من تفسير البناء الذري للعناصر من الخفيف إلى الثقيل كالآتي:

الإيدروجين : عدد الإلكترونات 1 ويشغل المدار 1s1

الهيليوم : عدد الإلكترونات 2 ويشغلان المدار 1s2

الليثيوم : عدد الإلكترونات 3 ويشغلون المدارين 1s2 2s1

البريليوم : عدد الإلكترونات 4 ويشغلون المدارين 1s2 2s2

البورون : عدد الإلكترونات 5 ويشغلون المدارات 1s2 2s2 2p1، النيون : عدد الإلكترونات 10 ويشغلون المدارات 1s2 2s2 2p6 وهكذا.

ويلاحظ أن العناصر الخاملة مثل الهيليوم والنيون تتميز بأغلفة ممتلئة تماما ً، الهيليوم وله الغلاف الأول ممتلئ ب 2 إلكترون والنيون له غلافين ،الأول ممتلئ ب 2 إلكترون والغلاف الثاني ممتلئ ب 2 + 6 إلكترونات، وهذا سر خمولها.

العنصر التالي للنيون هو الصوديوم وله 11 إلكترون، تتوزع فيه الإلكترونات العشرة الأولى بالضبط كما في النيون، أما الإلكترون رقم 11 فيشغل المدار 3s1 ولهذا نجد أن الصوديوم ذو نشاط كيميائي كبير، وإلكترونه رقم 11 هو إلكترون تكافؤ.

* ومع كل هذا النجاح استلزم التحليل الدقيق لأطياف العناصر إدخال عددين كموميين آخرين، لهما شأن أيضا ولو ضئيل في تحديد الطاقة الكمومية لكل إلكترون في الذرة، وهما :

عدد الكم المغناطيسي ml وهو يأخذ القيم من l إلي l-، وعدد الكم المغزلي ms وهو يأخذ القيم 2/1 أو 2/1-.

وقد اضطر العلماء إدخال هذان العددين الكمومين لتفسير ظاهرة انقسام خطوط الطيف تحت تأثير مجال مغناطيسي خارجي وهذا التأثير يـُعرف بتأثير زيمان والذي اكتشفه العالم الهولندي زيمان، كما تنشق أيضا ً خطوط الطيف تحت تأثير مجال كهربائي خارجي، وهذا التأثير اكتشقه العالم الألماني شتارك ويسمى باسمه تأثير شتارك، وأمكن بذلك تحديد حالة وطاقة كل إلكترون في الذرة بأربعة أعداد كمومية هي : n, l, ml، ms

بدقة كاملة. وهذا مطابق تماماً مع مبدأ استبعاد باولي الذي صاغه العالم النمساوي ولفجانج باولي عام 1925، ذلك المبدأ الذي ينص على أن جسمين كموميين مثل الإلكترون، لا يصح لهما أن يحتلا نفس الحالة الكمومية في الذرة. ونجد أن الإكترونان في ذرة الهيليوم مثلا يشغلان المدار 1s2 ولهما نفس الطاقة الكمومية ولكن يتخذ أحد الإلكترونين الحالة المغزلية 2/1 = ms، ويتخذ الإلكترون الثاني الحالة المغزلية 2/1- = ms.

* ينطبق مبدأ باولي علي جميع الجسيمات الأساسية ذات العدد الكموي 2/1 = ms، مثل الإلكترون والبروتون والنيوترون، وغيرها.
* هذه الصورة توضخ نموذج ذرة الإيدروجين الذي إقترحه بوهر. الإلكترون يدور في مدار حول النواة

و يمكن أن يغير مداره من الداخل إلى أعلى عندما يكتسب طاقة من الخارج. ويطرد هذه الطاقة المكتسبة على هيئة فوتون ((كمومي))، أي على هيئة شعاع ذو تردد محدد وبالتالى طاقة محددة، عندما يقفز الإلكترون من مستوى طاقة المدار العلوي إلى مستوي طاقة مدار سفلى، كما في الشكل.
طيف غاز الإيدروجين المعروف بطيف Lyman

* هذا هو طيف غاز الإيدروجين المثار عند درجة حرارة عالية كما حصل عليه العالم الدنمركي لايمن أواخر القرن التاسع عشر. ولاحظ أن خطوط الطيف منفصلة عن بعضها، وكل خط منها (أي شعاع ضوء فوتون) يتميز بطول موجة محددة.