آموزش شيمي دوم دبيرستان

ساختار اتم :

تالس آب را عنصر اصلي سازنده ي جهان هستي مي دانست.
ارسطو پس از تالس ,سه عنصر هوا و خاك و آتش را به آب اضافه كرد. در آن زمان چهار عنصر، عناصر كاينات تصور مي شد.
بويل مفهوم تازه اي از عنصر را ارائه داد (تعريف دو دانشمند يعني تالس و ارسطو از عنصر درست نبود)به اين معني كه ماده اي كه نمي توان آن را به مواد ساده تري تبديل كرد و شيمي را علمي تجربي و عملي دانست (سه ابزار يونانيان يعني مشاهده و انديشيدن و نتيجه گيري را كافي ندانست.)

نظريه ي اتمي دالتون:
دالتون نظريه اتمي خود را با اجراي آزمايش در هفت بند بيان كرد.
1- ماده از ذره هاي تجزيه ناپذيري به نام اتم ساخته شده است.
2- همه ي اتم ها يك عنصر ، مشابه يكديگرند.
3- اتم ها نه به وجود مي آيند و نه از بين مي روند.
4- همه ي اتم هاي يك عنصر جرم يكسان و خواص شيميايي يكسان دارند.
5-اتم هاي عنصرهاي مختلف به هم متصل مي شوند و مولكول ها را به وجود مي آورند.
6- در هر مولكول از يك تركيب معين , همواره نوع و تعداد نسبي اتم هاي سازنده ي آن يكسان است.
7-واكنش هاي شيميايي شامل جابه جايي اتم ها و يا تغيير در شيوه ي اتصال آن ها است.
نظريه هاي دالتون نارسايي ها و ايرادهايي دارد و اما آغازي مهم بود.

مواردي كه نظريه ي دالتون نمي توانست توجيه كند:
1- پديده ي برقكافت (الكتروليز) و نتايج مربوط به آن
2- پيوند يوني ـ فرق يون با اتم خنثي
3- پرتو كاتدي
4- پرتوزايي و واكنش هاي هسته اي
5- مفهوم ظرفيت در عناصر گوناگون
6- پديده ي ايزوتوپي

آزمايش تامسون

روش كار تامسون:

اشعه كاتدي در ميدان الكتريكي منحرف مي شود. (C)

اشعه كاتدي در ميدان مغناطيسي نيز منحرف مي شود. (A)

تامسون شدت دو ميدان مغناطيسي و الكتريكي را كه همزمان و عمود بر هم، در اطراف لوله اشعه كاتدي برقرار شده بود، به نحوي تنظيم كرد كه اشعه كاتدي هيچگونه انحرافي نداشته باشد (B).

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

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

كار ميليكان (آزمايش قطره روغن):

ميليكان با آزمايش و انجام محاسبات ابتدا مقدار بار الكتريكي و سپس با كمك اين نسبت (e/m) جرم الكترون را بدست آورد.


لومينانس (تابناكي)

مواد لومينانس شامل دو حالت فلوئورسانس و فسفرسانس است .لومينانس (تابناكي) :پديده نورافشاني جسمي پس از قرار گرفتن در معرض اشعه

هانري بكرل بطور تصادفي به پديده پرتوزايي پي برد.

·         1- فلوئورسانس: خاصيت فيزيكي برخي مواد كه با قطع منبع نور تابش قطع مي شود.

·         2- فسفرسانس: خاصيت فيزيكي برخي مواد كه با قطع منبع نور تا مدتي تابش ادامه دارد.

·         3- توليد اشعهX: رونگتن (كاشف اشعه X) با تاباندن اشعه كاتدي روي يك آند فلزي توانست اشعه X را توليد كند.

مواد راديو اكتيو يا پرتوزا: موادي هستند كه به طور طبيعي و خود به خود (بدون دخالت عوامل خارجي) از خود اشعه (پرتو) ساطع مي كنند. به پرتو تابيده شده از سوي اين مواد اشعه راديو اكتيو و اين پديده را پديده راديواكتيويتي يا پرتوزايي مي گويند.

فرق لومينانس با پديده راديواكتيويتي: لومينانس يا پديده تابناكي، با جذب نور تابناك مي شود و نور مي دهد اما پديده راديواكتيويتي بدون جذب نور و خود به خود انجام مي شود.

علت پرتوزايي مواد، ناپايداري هسته هاي مواد راديواكتيو مي باشد. اين تغييرات در هسته اتم اتفاق مي افتد. اين مواد (مواد راديواكتيو) هنگامي كه از خود اشعه يا ذره يا هر دو را تابش مي كنند تا حدي پايدار مي شوند.

مواد داديو اکتيو سه نوع تابش دارند: آلفا ،بتا، گاما

هر گاه از يك منبع راديواكتيو يك باريكه پرتو را از ميان دو صفحه باردار عبور دهيم باريكه پرتو به سه تابش گفته شده تقسيم مي شود.

ويژگي اشعه آلفا: از جنس هسته هليم He2+ مي باشد و جذب صفحه منفي مي شود.

قدرت نفوذ كمتري از بتا و گاما دارد و بار آن مثبت است. هليم اتمي است كه 2 الكترون، 2 پروتون و 2 نوترون دارد.

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

ويژگي اشعه بتا: از جنس الكترون و داراي بار منفي است و جذب صفحه مثبت مي شود. قدرت نفوذ آن از آلفا بيشتر و از گاما كمتر است.

ويژگي اشعه گاما: بار ندارد. در صفحه هاي باردار منحرف نمي شود، از جنس اشعه X

مدل اتمي رادرفورد: اتم هسته دار

رادرفورد با آزمايش بمباران ورقه نازك طلا با ذره هاي آلفا مدل اتم هسته دار را ارائه داد.

رادرفورد ورقه نازكي از طلا را بوسيله اشعة آلفا بمباران كرد. انتظار داشت تمامي اشعه آلفا از سطح نازك طلا عبور كند (طبق مدل اتمي تامسون) اما با كمال تعجب ديد:

1- دسته اي از اشعه ها بدون انحراف عبور كردند (بيشترين درصد اشعه)

2- دسته اي اشعه ها با انحراف عبور كردند (درصد كمي)

3- دسته اي از اشعه ها بازگشت پيدا كردند (درصد بسيار كم)

- انحراف و بازگشت آلفا در واقع نشان داد كه در اتم هاي بارهاي مثبت متمركز هستند:(رد نظريه تامسون كه بارهاي مثبت را فضا ابرگونه و پراكنده فرض كرده بود.)- انحراف به علت عبور از نزديكي هسته (بار مثبت اتم)

- بازگشت در برخورد با هسته (هسته اي كوچك با جرم بسيار زياد.)

نتايج آزمايش رادرفورد:

1ـ بيشترين حجم اتم فضاي خالي است .

2ـ بارهاي مثبت متمركز هستند (نه پراكنده)يعني وجود ميدان الكتريكي قوي در اتم را نشان مي داد.

3ـ اتم هسته ي كوچك و جرم بسيار زياد

براي تصور بهتر از آزمايش رادرفورد اينجارا کليک کنيد 

http://www.mhhe.com/physsci/chemistry/essentialchemistry/flash/ruther14.swf

كشف پروتون

دومين ذره كشف شده پروتون نام گرفت.
تامسون و ساير دانشمندان به دلايل زير به اين نتيجه رسيده بودند كه در اتم علاوه بر الكترون، بايد ذره اي با بار مثبت نيز وجود داشته باشد.
1- اتم ها از نظر الكتريكي خنثي هستند. پس براي خنثي كردن بار منفي الكترون بايد ذره اي با بار مثبت در اتم وجود داشته است.
2- الكترون ها ذره اي بسيار سبك هستند و اين واقعيت نشان مي دهد كه در اتم ها بايد ذره يا ذره هايي با جرم بسيار بيشتر وجود داشته باشند تا وجود آنها سنگين تر بودن اتم نسبت به الكترون را توجيه كند. پروتون ذره اي با بار نسبي 1+ (الكترون بار نسبي 1ـ) و جرمي 1837 بار سنگين تر از جرم الكترون است.

· كشف نوترون

· رادرفورد وجود ذره ديگري در اتم را كه خنثي بود حدس زد.
· او گفت كه در اتم هيدروژن يك پروتون و در اتم هليم دو پروتون وجود دارد. پس بايد جرم هليم دو برابر جرم هيدروژن باشد.اما اين طور نبود (بلكه جرم هليم چهار برابر جرم هيدروژن مي باشد.) او گفت پس بايد ذره ديگري در كار باشد. كه جرم آن حدوداً نزديك به جرم پروتون است و اما در بار اتم نقشي ندارد (يعني خنثي است
اما چادويك با آزمايش (* بمباران Be (برليم) توسطه اشعه α) پي به وجودنوترون
برد و آن را كشف كرد.


كشف عدد اتمي (Z)

موزلي با مطالعه اشعه ايكس توليد شده (در لامپ اشعه x) و بررسي فركانس اشعه ايكس توليد شده، متوجه شد فركانس اشعه Xبا افزايش جرم اتم افزايش مي يابد. سپس مقدار كل بار مثبت درون هسته هر اتم را حساب كرد. از تقسيم مقدار كل بار مثبت هسته 0بر بار الكتريكي يك پروتون تعداد پروتون هاي درون هسته هر اتم را پيدا كرد

از آن جايي كه اتم ذره اي خنثي است. بنابراين تعداد الكترون ها نيز از روي عدد اتمي (Z) مشخص مي شود. از روي عدد اتمي مي توان نوع عنصر را معين كرد.

در واقع ماهيت هر عنصر به عدد اتمي (Z) آن بستگي دارد.

يعني اتمي كه داراي 6 پروتون و 6 الكترون باشد كربن است.

جرم يك اتم به تعداد پروتون و نوترون درون هسته آن بستگي دارد. (از جرم الكترون بعلت

ناچيزي صرف نظر مي كنيم)

از اين رو به مجموع تعداد پروتون و نوترون يك اتم عدد جرمي مي گويند و به A نمايش مي دهند.

جرم اتم ها را با دقت بسيار زيادي با دستگاهي بنام طيف سنج جرمي اندازه گيري مي .

كنندبه كمك اين دستگاه معلوم شده كه جرم همه اتم هاي يك عنصر يكسان نيست.

از آن جائيكه تعداد پروتون ها در همه اتم هاي يك عنصر يكسان است پس تفاوت در تعداد

نوترون است (و اين يعني مفهوم ايزوتوپي)

در واقع ايزوتوپ ها اتم هاي يك عنصر هستند كه عدد اتمي (Z) يكسان و عدد جرمي (A) متفاوت دارند.

نكته:هيدروژنداراي سه ايزوتوپ است. هيدروژنتنها عنصري است كه نوترون ندارد

نكته: خواص شيميايي ايزوتوپ هاي يك عنصر يكسان است زيرا خواص شيميايي يك عنصر به الكترون ها و پروتون هاي آن بستگي دارد. ولي خواص فيزيكي ايزوتوپ ها با هم متفاوت است (يعني از نظر جرم سنگيني ـ چگالي و نقطه جوش و ...)

نكته: ايزوتوپ ها به دليل داشتن عدد اتمي يكسان مكان يكساني در جدول تناوبي دارند. ايزوتوپ يعني (هم مكان) به همين دليل جرم ميانگين عنصرها را حساب مي كنند و در جدول تناوبي عناصر قرار مي دهند.

اساس دستگاه طيف سنج جرمي:

گاز ابتدا يونيزه مي شود سپس در ميدان الكتريكي شتاب مي گيرند هنگاميكه در ميدان مغناطيسي وارد مي شود به علت e/m هاي متفاوت از هم جدا مي شوند و اگر آشكارسازي باشد بطور مثال براي نئون سه لكه جدا روي آن خواهد افتاد

چون e/m هاي هر سه يكي نيست در ميدان مغناطيسي انحراف متفاوت پيدا مي كنند. ميزان انحراف در ميدان مغناطيسي به مقدار بار و جرم بستگي دارد

جرم يك اتم

اتم ها ذرات بي نهايت ريزي هستند و جرم يك اتم آنقدر كم و ناچيز است كه نمي توان با دقيق ترين ترازوها نيز جرم آن را بدست آورد.

اما بطور تجربي مي توان جرم يك اتم را نسبت به اتم ديگر بدست آورد.

در ابتدا هيدروژن و اكسيژن اساس سنجش جرم اتم ها بوده اند.اما اكنون براساس توافق بين المللي 12/1 جرم يك اتم ايزوتوپ كربن 12 به عنوان واحد جرم اتمي پذيرفته شده و به آن amu1 مي گوييم .جرم اتمي عبارت از جرم اتم در مقياس واحد جرم اتمي.

دانشمندان جرم اتم كربن را دقيقا برابر 120.000 قرار دادند و 12/1 آن را مبناي مقياس تمامي اتم ها قرار دادند.

1 amu = جرم يك نوترون جرم يك پروتون

1 / 2000 amu = جرم يک الکترون

پس مي توان با در دست داشتن تعداد پروتون و نوترون يعني عدد جرمي بدَست آورد.

اتم (B ) بور داراي 5 الكترون 6 پروتون مي باشد:

جرم اتمي بور

با توجه به وجود ايزوتوپ ها (اتم هاي يك نوع عنصر كه داراي جرمهاي متفاوتي هستند.) و

تفاوت در فراواني آنها براي بدست آوردن جرم نمونه هاي طبيعي از اتم ها ي عنصرهاي

مختلف جرم اتمي ميانگين به كار مي رود.

...+ جرم ايزوتوپ (2)× كسر فراواني ايزوتوپ (2) + جرم ايزوتوپ (1)× كسر فراوانايزوتوپ (1) = جرم اتمي ميانگين

توليد رنگهاي متفاوت در هنگام آتش بازي:

در آزمايش شعله هنگاميكه مثلاً تركيب مس دار داشته باشيم، رنگ آبي شعله به سبزي

مي گرايد. و اگر در لوله پرتوي كاتدي گاز هيدروژن باشد به رنگ صورتي در مي آيد.

اين سؤال در ذهن به وجود مي آيد كه اين رنگها چگونه توليد مي شود و مربوط به چيست؟

اگر رنگ توليد شده از ملتهب شدن گاز هيدروژن در لوله پرتوي كاتدي به وسيله منشور

تجزيه كنيم و آن را بر روي آشكارساز (فيلم عكاسي) ظاهر كنيم، مي بينيم كه يك الگو

ظاهر مي شود. اين الگوي انرژي منحصر به فرد را طيف مي گويند. به نور نشر شده از

اتم هاي ملتهب كه مورد تجزيه قرار مي گيرند (به وسيله منشور) طيف نشري خطي مي گويند.

طيف:

1ـ پيوسته:مثل طيف نوري سفيد كه از منشور گذرانده شود، كه تمام طول موج هاي نور مريي را دارد، به طوريكه نوار رنگي با كناره ي نوار مجاور در هم مي آميزد.

2ـ ناپيوسته (گسسته): يا خطي ـ نواري (طيف عناصر) به حالت ملتهب (برانگيخته)

مجموعه از بعضي طول موج ها را دارد.

طيف:

1- جذبي: خطهاي تاريك در زمينه ي روشن معرف طول موجهاي جذب شده هستند.

2- نشري: (گسيلي): خطهاي روشن در زمينه ي تاريك معرف طول موج هاي گسيلي هستند.

· با گذراندن طيف جذبي و نشري يك عنصر بر روي هم يك طيف پيوسته بوجود مي آيد.

در طيف نشري و طيف جذبي هر عنصر فقط طول موجهاي معيني وجود دارد (نه همه ي

طول موج ها، خطهاي معين و مشخص و ثابت چه در زمينه ي روشن و چه در زمينه ي تاريك)

· اتم هر عنصر همان طول موجهايي را از نور سفيد (طيف پيوسته) جذب مي كند، كه

اگر به اندازه كافي گرم شود همان طول موج ها را تابش و نشر مي كند.

· هر خط در طيف؛ مربوط به يك طول موج با انرژي مشخص و ثابت است.

· طول موج مربوط به هر خط جذبي برابر؛ طول موج از طيف نشري همان عنصر است.

(طيف پيوسته)              نور سفيد تمام طول موج ها را دارد

(طيف نشري خطي) بعضي از طول موج ها را دارد. (در زمينه سياه )

طيف جذبي  بعضي از طول موج ها را ندارد. (در زمينه روشن)

كشف رابطه ميان طيف (الگوي ثابت انرژي) با ساختار اتم:

وجود يك ارتباط معني دار ميان الگوي ثابت و مشخص و معين انرژي (يعني همان طيف نشري خطي هيدروژن) با ساختار اتم، ذهن دانشمندان را به خود مشغول كرد. مدل اتمي رادرفورد براي توجيه اين طيف نارسا بود.زيرا طبق مدل اتمي رادرفورد الكترون ها در طراف هسته قرار گرفته اند.

در مدل اتمي رادرفورد در رابطه چگونگي توزيع الكترون در اطراف هسته توجيه درستي نبود.. پس، از توجيه طيف خطي و گسسته اتم هاي عناصر عاجز خواهد بود. طبق اين مدل الكترون مي تواند هر مقدار

انرژي را داشته باشد. (طبق اين مدل، اگر الكترون ثابت و ساكن فرض شود، به علت جاذبه هسته، روي هسته سقوط خواهد كرد.) و يا اگر حركت داشته باشد، يك حركت مارپيچي كه انرژي الكترون رفته رفته كم شود و با تابش طيف پيوسته، نهايتاً روي هسته سقوط خواهد كرد.

حركت مارپيچي (حلزوني) به طرف هسته سرنوشت مدل اتمي رادرفورد

مدل اتمي بور

* بور با ارائه مدل تازه اي براي اتم هيدروژن، اين نارسائي را تا حدي برطرف كرد:

1) الكترون در اتم هيدروژن در مسيري دايره اي شكل به دور هسته گردش مي كند.

2) انرژي اين الكترون با فاصله آن از هسته رابطه اي مستقيم دارد

3) اين الكترون فقط مي تواند در فاصله هاي معين و ثابتي پيرامون هسته گردش كند.

در واقع الكترون تنها مجاز است كه مقادير معيني انرژي را بپذيرد. به هر يك از اين مسيرهاي دايره اي (مدارها) مجاز، تراز انرژي مي گويند. تعداد اين ترازهاي انرژي در اتم اندك است.

4) اين الكترون معمولاً در پائين ترين تراز انرژي ممكن (نزديكترين مدار به هسته) قرار دارد. به اين تراز انرژي، حالت پايه گويند.

5) با دادن مقدار معيني انرژي به اين الكترون، مي توان آن را قادر ساخت كه از حالت پايه (ترازي با انرژي كمتر) به حالت برانگيخته (ترازي با انرژي بالاتر) انتقال پيدا كند.

6) الكترون در حالت برانگيخته، ناپايدار است، از اين رو همان مقدار انرژي را كه پيش از اين گرفته بود، از دست مي دهد و به حالت پايه باز مي گردد.

از آنجائي كه انرژي اضافه الكترون در حالت برانگيختگي باعث ناپايداري اتم مي شود، اتم

تمايل دارد حالت ناپايدار را يا از دست دادن انرژي به حالت پايه اتم كه حالت پايدار است،

برسد. اين انرژي را در ناحيه مرئي به صورت نشر نور از دست مي دهد. نشر نور، با طول

موج معين (يعني همان خط هائي كه در طيف مي ديديم.)

مقدار انرژي لازم براي جهش الكترون بين دو سطح را كوانتوم گويند:

انرژي يك كميت كوانتومي است. (معني كوانتومي = پيمانه اي ـ بسته اي ـ كميت

ناپيوسته و گسسته كه داراي مقدار معيني انرژي مي باشد.)

بور با كوانتيده در نظر گرفتن ترازهاي انرژي يا به عبارت ديگر، كوانتومي در نظر گرفتن

مبادله انرژي هنگام جابجائي ميان ترازهاي ياد شده، توانست با موفقيت طيف نشري

خطي هيدروژن را توجيه كند.

طبق نظريه بور، الكترون فقط وقتي مي تواند تابش كند و نور منتشر كند كه ازمدار بالاتر به

مدار پائين تر بيفتد و هنگامي كه الكترون در مدار خود هست، انرژي معيني دارد و پايدار

است. (مدار مانا).

انرژي يك الكترون نيز كوانتومي است. يعني مقدار معيني انرژي (نه هر مقدار) و چون

انرژي لازم براي جهش الكترون بين دو تراز انرژي اتم نيز كوانتومي است، هنگامي كه

الكترون به مدار خود برمي گردد، انرژي اضافي خود را كه كسب كرده بود، دوباره از دست

مي دهد و نور نشر مي كند، يعني داراي طول موج معين نيز خواهد بود. (يعني همان خط

هاي مشخص در طيف كه داراي طول موجهاي معين بودند.)

1- پيوسته: مانند مساحت زمين، پارچه، ... كه هر اندازه مي تواند باشد

كميت ها: 2 متر مربع يا 5/2 متر مربع يا هر مقدار دلخواه ديگر)

2- گسسته يا ناپيوسته: مانند تعداد دانش آموزان (21 دانش آموز، يا كمتر

يا بيشتر نه 2/22 دانش آموز)

تعداد الكترون، بار الكتريكي الكترون، تعداد اتم، مقدار انرژي همه كميتهاي ناپيوسته يا

كوانتومي يا بسته اي يا پيمانه اي مي باشد كه فقط مقدارهاي معين و مشخص را در

برمي گيرند، نه هر مقداري را.

اساساً در جهان دو نوع رفتار قابل مشاهده است: رفتار (خواص) ذره اي ـ رفتار (خواص) موجي

پلانك خاصيت ذره اي براي ذرات قائل بوده (مثل نور) دوبروي با پذيرفتن رفتار ذره اي

رفتار موجي را به ذرات نسبت داد.

مانند نور كه هم خاصيت ذره اي و هم خاصيت موجي دارد. رفتار ذره اي مانند هنگاميكه

با برخورد فوتون به سطح فلز سزيم (در چشم الكترونيك) جريان الكتريسيته برقرار شود.

(الكترون ها از سطح فلز سزيم جدا مي شود.)

نكته: نور از ذرات ريز به نام فوتون درست شده است.

نكته: فلز سزيم عنصر گروه اول جدول تناوبي كه داراي انرژي يونش بسيار پايين است.

الكترون ظرفيتي آن (الكترون لايه آخر) به راحتي و با كمترين انرژي جدا مي شود.

گسترش مفهوم دوگانگي موج ـ ذره توسط دوبروي انجام شد.

موج ـ ذره = Wave - Particle

موره = Wavticle

دوبروي به الكترون ها طول موجي نسبت داد.الكترون ها نيز داراي دو رفتار ذره اي و موجي هستند.

در اشعه كاتدي خاصيت ذره اي الكترون را و در ميكروسكوپ الكتروني رفتار موجي را داريم.

ذرات بسيار ريز (نظير اتم و مولكول و ...) كه با نور مرئي (به علت بلندي طول موج) قابل

ديدن نيست با ميكروسكوپ الكتروني كه با الكترون با طول موج كوتاه كار مي كند قابل

ديدن مي شود.

نكته: اساساً وقتي ما چيزي را مي بينيم كه از آن جسم نور به چشم ما برسد.

دانشمندان در ميكروسكوپ الكتروني با تنظيم سرعت الكترون طول موج آن را تغيير مي

دهند و هر چه سرعت بيشتر طول موج كوتاه تر مي شود (پس امكان تصويربرداري از ذرات

ريز ممكن مي شود.)

هايزنبرگ مي گويد: الكترون ها به علت كوچكي و سرعت بالايي كه دارند هرگز نمي

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

اصل عدم قطعيت هايزنبرگ:هرگز نمي توان محل دقيق (موقعيت و سرعت و اندازه حركت)

الكترون را همزمان به دست آورد.

دانستيد كه الكترون علاوه بر خصلت ذره اي، خصلت موجي، نيز دارد اين خصلت دو گانه

باعث مي شود كه هرگز نتوان چگونگي جابه جا شدن الكترون از نقطه اي به نقطه اي

ديگر را معين كرد و نيز نمي توان موقعيت الكترون در اتم دو هر لحظه از زمان مشخص

نمود:

در مدل كوانتومي (نظريه شرودينگر) كه بر پايه خواص موجي الكترون ها، استوار

است به جاي صحبت از مكان دقيق الكترون، احتمال حضور آن در فضاي معيني در اطراف

هسته را مورد توجه قرار مي دهيم. چنين فضايي را اوربيتال مي ناميم.

اوربيتال:فضايي در اطراف هسته است كه احتمال يافتن الكترون در آن بيش از 90%

باشد. (البته مانند مدل بورانرژي الكترون كوانتيده است).

1ـ احتمال حضور الكترون در جاهاي گوناگون در اطراف هسته به وسيله نقطه هايي

نشان داده مي شود. تراكم اين نقطه ها در اطراف هسته به صورت ابري در مي آيد كه به

آن ابر الكتروني مي گوييم هر جا كه تراكم ابر الكتروني يا نقطه ها بيشتر باشد، احتمال

حضور الكترون در آن جا نيز بيشتر است.

2ـ اوربيتال يك فضاي احتماليست كه مي تواند شكل هاي مختلفي داشته باشد. اوربيتال

ها را با حروف مشخصي نامگذاري مي كنيم. اوربيتال s و p و d و f.

Sكروي و P به صورت دمبل مي باشد.

براي مشخص کردن جايگاه الکترون از اعداد كوانتومي (m_s,m_l,l,n) كمك مي گيريم

. (پس هر الكترون در هر اتمي داراي مشخصات  شناسامه اي و كد مخصوص است.)

هيچ دو الكترون در يك اتم نمي تواند چهار عدد كوانتومي يكسان داشته باشند.

ممكن است در سه عدد كوانتومي m_l,l,n   يكي باشند اما در m_sبايد متفاوت باشند 

روش پر كردن اوربيتال ها: روش آفبا

1. الكترون ها به ترتيب در اوربيتال هايي جاي مي گيرند كه كمترين سطح انرژي را داشته باشند.
2. در هر اوربيتال حداكثر دو الكترون با اسپين مخالف مي تواند قرار بگيرد.
(اصل طرد پاولي: هيچ دو الكتروني در اتم نمي تواند چهار عدد كوانتومي يكسان داشته باشد.)
3. اصل هوند در يك زير لايه مثلاً 2p يا 3d ابتدا به هر اوربيتال يك الكترون تعلق مي گيرد. (با اسپين موازي و همسو) سپس جفت شدن آغاز مي شود.
مطابق شكل قرار مي گيرد.
سپس جفت مي شوند.

اين شكل پايدارترين حالت است پس هرآرايش ديگري ناپايدار است. نظير شكلهاي زير:

آرايش الكتروني اتم:
هيدروژن به خاطر داشتن تنها يك الكترون سطح انرژي زير لايه ها در هر لايه ي الكتروني اصلي فقط به n (عدد كوانتومي اصلي وابسته است. اما در اتمهاي ديگر با بيش از يك الكترون انرژي زيرلايه ها هم به nوl بستگي دارد. بنابراين طبق شكل زير در اتم هيدروژن (با داشتن فقط يك الكترون) زير لايه ها در هر لايه الكتروني اصلي هم تراز و هم انرژي هستند.
اما در اتمهاي با بيش از يك الكترون زير لايه ها در هر لايه اصلي الكتروني هم ترازي خود را از دست مي دهند.

ادامه ...

نكته: در يك تراز انرژي معين و انرژي اوربيتال هاي P از انرژي اوربيتال هاي s بيشتر است و

s>p>d>f 

نكته: افزايش انرژي اوربيتال هاي اتمي طبق اصل آفبا با رعايت اصل طرد پاولي و اصل هوند به ترتيب زير است. 

1s<2s<2p<3s<4s<3d<4p<....... 

وي پر شدن زير لايه ها مربوط به تراز انرژي اصلي در اتم

در مورد روش افبا به طور خلاصه مي توان گفت  

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

نكته: مقايسه دو اوربيتال از نظر سطح انرژي

·         1- اوربيتالي كه مجموع اعداد كوانتومي اصلي و اوربيتالي آن پايين تر است سطح انرژي پايين تري قرار دارد و به هسته نزديك تر است.

2s<2p 

3=1+2                   2=0+2
-  اگر مجموع اعداد كوانتومي اصلي (n و l) اربيتالي برابر شود در اين صورت آن كه عدد

كوانتومي اصلي  پايين تر دارد (n كوچكتر) در سطح انرژي پايين تر قرار دارد. 

3d<4d 

5=1+4                   5=2+3

نكته: به طور خلاصه در مدل كوانتومي دانستيم كه الكترون ها در اطراف هسته اتم در يك سري ترازهاي اصلي  قرار دارند.

هر تراز انرژي خود ا زيك چند زيرلايه (l) تشكيل شده است و در هر زير لايه يك چند اوربيتال هم شكل و هم انرژي و هم تراز (مثلاً 3 تا اوربيتال Pبا مثلاً 5 اوربيتال d و با 7 اربيتال d) با جهتهاي متفاوت قرار دارد و در هر اوربيتال حداکثر دو الکترون در يک اوربيتال قابل توضيح است.

. حداكثر دو الكترون با اسپين متفاوت قرار دارند.

    چرا در هر اوربيتال حداكثر دو الكترون (چرا بيشتر يا كمتر نه؟) الكترون ها چگونه در يك اوربيتال كنار هم قرار مي گيرند طبق مشاهدات تجربي براي توجيه برخي خواص فيزيكي اتم ها (مثلاً نظير خواص مغناطيسي آن ها و يا مغناطيسي نبودن آنها)نسبت دادن دو الكترون در يك اوربيتال قابل توضيح است.

پس اتم هايي كه داراي الكترونهاي منفرد باشند از خود خواص مغناطيسي نشان مي دهند و اتم هايي كه تمام الكترون هاي آنها زوج شده باشد خواص غير مغناطيسي نشان ميدهند. الکترون ها داراي دونوع حرکت هستند.

·         1- حركت اربيتالي (حركت الكترون به دور هسته اتم)

·         2- حركت اسپيني (حركت به دور خود)

    چون الكترون ذره ي باردار است در حين حركت در اطراف خود ميدان مغناطيسي ايجاد مي كند و تبديل به يك آهن رباي كوچك مي شود (حال اگر قرار باشد دو الكترون در كنار هم در يك اربيتال قرار بگيرند بايد جهت حركت انها مخالف هم باشند تا ميدان مغناطيسي ايجاد شده (نيروي جاذبه مغناطيسي ايجاد شده دو  با ر هم نام الكترون ) بر نيروي دافعه دو بار الكتريكي منفي هم نام را از بين ببرد. (پس در يك اربيتال دو الكترون دو جهت ساعتگرد و پاد ساعتگرد را به خود مي گيرند. 

حال اگر قرار باشد الکترونها در اربيتال هاي جدا قرار گيرند(مثلاسه اربيتال p ) به شکل اسپين موازي قرار ميگيرند که پايدارترين حالت است.

آدرس دهي يك الكترون: با داشتن اعداد كوانتومي زير جاي الكترون در اطراف هسته راپيدا مي كنيم .

يعني اين الكترون در لايه اول در زير لايه s داراي يك اربيتال مي باشد كه ml آن صفر است واسپين 2/1+ (يعني اين الكترون در حركت به دور محور خود در جهت حركت عقربه هاي ساعت مي چرخد. اين  

مثال : اين اربيتال داراي چه اعداد كوانتومي است؟    3p_z          

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

حال بايد گفت كه الكترون ها در زير لايه ها مثلاً در زير لايه P چگونه قرار مي گيرند (در اربيتالهاي p_xp_y  p_z

نكته: طبق قاعده موند اربيتال هاي همتراز و هم انرژي يك لايه در پايدارترين وضعيت الكترون هايش به صورت موازي و هم سو در هر اربيتال يك الكترون و در صورت لزوم پس از اينكه هر اربيتال يك الكترون در آن قرار گرفت، جفت شدن الكترون ها صورت مي گيرد.

انرژي يونش

آموختيد كه يونش به معناي خارج كردن يك الكترون از اتم و ايجاد يون است اين عمل به انرژي نياز دارد.

انرژي لازم براي خارج كردن يك مول الكتريكي از يك اتم X در حالت گازي و ايجاد يك يون يك بار مثبت در حالت گازي را انرژي نخستين يونش گويند.

به همين ترتيب انرژي دومين يونش، انرژي لازم براي خارج كردن يك مول الكترون از يك مول

يون يا بار مثبت در حالت گازي و ايجاد يك مول يون دو بار مثبت در حالت گازي.

به همين ترتيب انرژي هاي يونش بعد را تعريف مي كنيم

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

پس با دادن انرژي مي توان الكترونهاي يك اتم را از آن جدا كرد. (با بمباران)

با توجه به نمودار يونش متوالي ليتيم متوجه مي شويم كه كندن اولين الكترون 2s1 با

صرف انرژي معيني جدا مي شود اما دومين الكترون دشوارتر است زيرا از يك يون مثبت بايد

الكترون را جدا كرد و چون اتم ليتيم يك لايه از دست داده (با از دست دادن لايه دوم) حال

اين لايه اول و الكترون هايش هسته نزديك تر شده است.

و بعد سومين الكترون با انرژي بيشتر جدا مي شود چون بايد از يون Li2+ الكترون را جدا

نمود. (البته كندن الكترون بتدريج مشكل مي شود، پس جنبه محاسباتي دارد نه عملياتي)

با دقت در نموداردو گروه الكتروني مشاهده مي كنيم:

گروه الكتروني a: شامل يك الكترون در لايه دوم

گروه الكتروني b: شامل دو الكترون در لايه اول

در اتم ليتيم بين E1 و E2 رويE2 يك جهش داريم (يعني جايي كه لايه عوض مي شود)انرژي متوالي يونش مي باشد.

مثال ديگر: 5B داراي پنج

. دو گروه الكتروني در بورقابل تشخيص است.

2. اتم بور داراي دو لايه است.

3. داراي يك جهش بزرگ بينE3 و E4 روي E4

4. گروه الكتروني a الكترون هاي دور از هسته (لايه دوم)

5. گروه الكتروني b الكترون هاي نزديك هسته (لايه اول)

افزايش انرژي يونش تدريجي است (به استثناء جايي كه لايه عوض مي شود)

يعني از الكترون 3 به 4 در اتم بور که داراي پنج الکترون است يعني يک جهش بزرگ داريم

راه هاي مطالعه بر روي ساختار اتم:

١ـروش اول : مطالعه طيف اتمي عناصر

2ـ روش دوم: مطالعه برروي انرژي يونش هاي متوالي يك عنصر

پس با هر دو روش توانستيم به ساختار اتم يا بهتر بگوييم ترتيب قرار گفتن الكترون ها در اطرافهسته پي ببريم

نکاات اضافي پاياني

تمام تابشهاي الكترومغناطيسي خواص موجي دارند

طول موج: فاصله ي دو ماكزيمم يا دو مينيمم (يا هر دو نقطه ي مشابه و همفاز) روي دو موج متوالي را طول موج گويند.

فركانش: تعداد موجهايي كه از يك نقطه در يك ثانيه مي گذرند.

هرتز: 1/sرا يك هرتز گويند.

تابش الكترومغناطيس خصلت دو گانه ذره و موج دارد.جذب و نشر آن كوانتومي است. كه مقادير معيني انرژي دارد و فوتون نيز ناميده مي شود.

راه هاي برانگيختن اتم: قوس الكتريكي ـ جرقه الكتريكي ـ تخليه الكتريكي ـ شعله (گرما دادن)

اگر اتم برانگيخته شود از خود نور نشر مي كند.

پوزيترون: ذره بنيادي با بار مثبت e+

جهش انرژي بزرگ: در انرژي يونش تفاوت فاحش و بزرگ بين دو انرژي يونش (بين لايه هاي اصلي)

جهش كوچك انرژي: در بين زير لايه يك لايه اصلي تفاوت انرژي وجود دارد. (بين زير لايه ها)

آخرين مدل و نظريه ،مدل استاندارد ذره هاوبر هم كنش مي باشد.

طبق اين مدل هنوز الكترون هاذره ي بنيادي مي باشد. اما پروتون ها و نوترون ها خود از ذراتي به نام كوارك تشكيل شده است.بنابراين پروتون و نوترون ديگر ذرات بنيادي نيستند.

ضرورت طبقه بندي عنصرها

دانشمندان با مطالعه بر روي عناصر متوجه شده بودند كه با وجود تفاوت بين خواص عنصرهامشابهت فيزيكي و شيمياييبين عناصر وجود دارد. تفاوت ها نيز از نظم و ترتيب خاصي پيروي مي كند.

طبقه بندي عناصر، با توجه به تشابه برخي از عنصرها با يك ديگر، و نظم و ترتيب موجود در تغييراتخواص آنها امكان پذير بود.

سرگذشت جدول عناصر

· اولين دسته بندي توسط لاوازيه صورت گرفت. لاوازيه عناصر را به دو دسته فلز و نافلز تقسيم كرد.

· دوبراينر دانشمند ديگري كه عناصر در دسته هاي سه تايي به جدول زير تقسيم بندي كرد.

نيوزلند براساس قانون اكتاو (گام هاي موسيقي) هفت عنصر را در هفت دسته هفت تايي دسته بندي كرد.در اين دسته بندي خواص فيزيكي و شيميايي در عنصر هشتم تكرار مي شد.(طبق جدول زير)

اولين دانشمندي كه عناصر را طبقه بندي كرد مندليف روسي بود.

مندليف به تغييرات خواص عناصر توجه نمود. او با بيان قانون تناوبي جدول خود را عرضه كرد.

مندليف در تنظيم جدول دو اصل را رعايت كرد.

1- اصل تشابه خواص عناصر (قرار گرفتن عناصر با خاصيت هاي مشابه در زير هم در يك ستون)

2- افزايش تدريجي جرم اتمي عناصر در رديف هاي كنار هم (تغيير تدريجي خواص)

مندليف عناصر شناخته شده زمان خود را در چند رديف (دوره ـ تناوب) براساس افزايش جرم اتمي از چپ به راست منظم نمود. به گونه اي كه عناصر با خواص مشابه زير يكديگر در يك ستون قرار بگيرند.

اين كار باعث شد خانه هاي خالي متعددي از عناصر كه در زمان مندليف كشف نشده بود پيش بيني شود در نتيجه قدم بزرگ در راه كشف اين عناصر توسط محققين برداشته شود.

ايراد جدول مندليف: چند مورد بي نظمي ديده مي شد و آن اين بود كه براي رعايت اصول تشابه مجبور شد عناصر سنگين تر را قبل از عناصر سبك تر قرار دهد.

قانون تناوبي مندليف: اگر عنصرها به ترتيب افزايش جرم اتمي در كنار هم در رديف قرار گيرند خواص فيزيكي و شيمياييآنها به طور تناوبي تكرار مي شود.

ا موزلي با كشف عدد اتمي تعداد پروتون هاي هسته نشان داد كه عدد اتمي معيار مناسب تري براي تنظيم عناصر در جدول تناوبي است.بر همين اساس موزلي معيار تنظيم عناصر در جدول را تغيير داد. به طور كه در

جدول تناوبي امروزي عناصر بر مبناي عدد اتمي (نه جرم اتمي) تنظيم شده اند.

قانون تناوبي جدول امروزي:براساس كار موزلي ـ قانون تناوبي عناصر ـ هر گاه عناصر را براساس افزايش عدد اتمي در كنار يكديگر قرار دهيم خواص فيزيكي و شيميايي آنها به طور تناوبي تكرار مي شود.

سه مورد بي نظمي جدول تناوبي مندليف:

در جدول پيشنهادي مندليف نيكل بعد از كبالت و يد نيز بعد از تلور آمده است. (لازم به ذكر است كه آرگون و پتاسيم هم جزء اين بي نظمي ها قرار مي گيرد اما بايد دانست كه در زمان مندليف هنوز گازهاي نجيب كشف نشده بود.) مندليف نه (9 ) مورد خواص و محل عنصر را پيش بيني كرد كه هشت مورد آن درست بود.سه مورد آن به ترتيب اكا سيلسيم(همان ژرمانيم) ـ اكابور (همان اسكانديم) ـ اكاآلومينيم (همان گاليم) بودند.

جدول تناوبي عناصر: جدول داراي 18 گروه و 7 دوره مي باشد.

در دوره اول تا ششم به ترتيب

عنصر وجود دارد.

دوره هفتم كه ناقص است و امروزه شامل 23 عنصر مي باشد.

ويژگيهاي عناصر

شماره دوره تعداد لايه ها اصلي و شماره گروه تعداد الكترون هاي لايه آخر يا لايه ظرفيت و شماره خانه تعداد كل الكترون ها يا پروتون ها را نشان مي دهد.

جدول داراي 8 گروه اصلي (A) و 10 گروه فرعي (B) مي باشد. (البته 10 گروه (ستون) به 8 گروه فرعي (B) تقسيم شده است.

از يك ديدگاه مي توان عناصر جدول را به دسته هاي فلز و نافلز و شبه فلز و گاز نجيب تقسيم كرد.

فلز: عناصري كه در لايه آخر (لايه ظرفيت) كمتر از سه الكترون دارند. تمايل به از دست دادن الكترون دارند. بيش از 80% عناصر جدول فلز هستند كه به جزء جيوه همگي جامدند و ويژگي هاي مشترك زير دارند.

1- رساناي خوب گرما و برق هستند.

2- سطح براق دارند.

3- قابليت چكش خواري و شكل پذيري دارند.

نافلز: عناصري كه در لايه ظرفيت بيشتر از چهار الكترون (پنج ـ شش ـ هفت) دارند. تمايل به گرفتن الكترون دارند. بيشتر به حالت گاز هستند (بجزء برم) و آن نافلزاتي كه جامدند ويژگي هاي زير را داراست.

1- رساناي خوبي براي گرما و برق نيستند.

2- سطح براق ندارند.

3- شكننده بوده و قابليت چكش خواري و مفتول شدن ندارند.

گاز نجيب:

عناصري هستند كه به دليل آرايش الكتروني خاص (لايه ظرفيت آنها پر و پايدار است.) و واكنش پذيري بسيار كمي دارند.

جدول تناوبي امروزي عنصرها:

متداول ترين شكل جدول تناوبي در حال حاضر توسط شيميدان ها مورد استفاده قرار مي گيرد براساس قانون تناوبي عنصرها استوار است. بر طبق اين قانون هر گاه عنصرها را براساس افزايش عدد اتمي در كنار يك ديگر قرار دهيم خواص فيزيكي و شيميايي آن ها به صورت تناوبي تكرار مي شود.

مهمترين نكته در جدول تناوبي تشابه آرايش الكتروني عنصرهاي يك خانواده در بسياري از گروه هاي اين جدول است. بنابراين با نگاهي به اين جدول تناوبي متوجه مي شويم كه خواص شيميايي عنصرهاي همگروه به اين دليل مشابهند كه آرايش الكتروني آن ها به يكديگر شبيه است. پس مكان خاصي را در جدول تناوبي به خود اختصاص مي دهد.

معرفي گروههاي جدول تناوبي:

گروه (فلزهاي قليايي) IA

گروه 2 (فلزهاي قليايي خاكي) IIA

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

گروه هاي 13 تا 18 IIIA-VIIIA

هيدروژن خانواده تك عنصري

1ـ ويژگي هاي گروه فلزهاي قليايي: IA

همگي فلزهايي نرم و با چاقو بريده مي شوند (بجزء ليتيم) و بسيار

واكنش پذيرند و به همين علت در طبيعت بصورت آزاد يافت نمي شود.

از بالا به پايين در اين گروه بر شدت واكنش پذيري آنها افزوده مي گردد.

سطح براق آن ها به سرعت با اكسيژن هوا وارد واكنش شده و تيره مي گردد.

همگي با آب سرد واكنش نشان مي دهند.

در زير نفت نگهداري مي شود تا از اكسيژن هوا و رطوبت محافظت شود.

محلول آنها در آب خاصيت قليايي از خود نشان مي دهد بنابراين مي تواند چربي ها

را در خود حل كند.

فرمول اكسيد فلزهاي اين گروه M2O مي باشد.

Li

Na

K

Rb

Cs

Fr

اين فلزهاي فعال با آب محلول بازي (قليايي) توليد مي كند.

همگي آرايش الكتروني ns1 [گاز نجيب] دارند و لايه ظرفيت آن ها ns1 است و تمايل دارند الكترون لايه آخر خود از دست بدهند تا به آرايش گاز نجيب پيش از خود برسند.

در اين گروه از بالا به پايين چگالي و شعاع اتمي و شعاع يوني افزايش

نقطه ذوب و جوش و انرژي نخستين يونش كاهش مي يابد.

اولين جهش بزرگ انرژي اين عناصر در IE2 آن ها اتفاق مي افتد

گروه فلزهاي قليايي خاكي : IIA

a- اين گروه سخت و چگال تر از گروه اول هستند و واكنش پذيري كمتري نسبت به گروه اول دارند. با اين وجود در طبيعت بصورت آزاد يافت نمي شود.

b- با آب محلول قليايي مي دهد. (بجزء برليم)

c- فرمول اكسيد آن ها MO است.

d- از بالا به پايين فعاليت شيميايي آن ها بيشتر مي شود.

e- همگي آرايش الكتروني ns2[گاز نجيب] دارند و لايه ظرفيت آن ns2 است

f- و تمايل دارند كه اين الكترون هاي ظرفيتي را از دست بدهند تا به آرايش گاز نجيب برسند. (البته تمايل كمتر اين عناصر براي واكنش براي اين است كه براي رسيدن به آرايش گاز نجيب بايد دو الكترون از دست بدهد.)

Be

Mg

Ca

Sr

Ba

Ra

g- در اين گروه از بالا به پايين چگالي و شعاع اتمي و شعاع يوني افزايش و نقطه ذوب و جوش و انرژي نخستين يونش كاهش مي يابد.

h- اولين جهش بزرگ اين عناصر در IE3 آن ها اتفاق مي افتد.

i- واژه خاكي براي اين مطلب بوده كه بسياري از تركيب هاي اين عناصر در آب حل نمي شوند و در خاك باقي مي مانند.

در توضيح چگال تر بودن گروه دوم مي توان گفت كه جرم اين فلزات بيشتر شده حجم نيز كوچك تر شده (هر چه از سمت چپ جدول به سمت راست برويم شعاع اتم كوچك تر شده در نتيجه حجم اتم كوچك تر مي شود.) بنابراين چگالي زياد مي شود. در گروه اول و دوم جدول نيز هر چه از بالا به پايين بياييم عناصر چگالتر مي شوند زيرا با افزايش حجم اتم جرم اتم نيز زياد مي شود. (اما نه چندان زياد)

در توضيح افزايش شعاع در هر دو گروه (همچنين در هر گروه ديگر از جدول) مي توان گفت شعاع به دو دليل زياد مي شود: 1ـ در هر گروه از بالا به پايين به ازاي هر تناوب يك لايه الكتروني به تعداد لايه الكتروني افزوده مي شود. پس با زياد شدن تعداد لايه شعاع اتم زياد مي شود. 2ـ دليل دوم با افزايش عدد اتمي در يك گروه تعداد اوربيتال هاي پر شده بين هسته و لايه ي الكتروني بيروني اتم افزايش مي يابد وجود الكترون ها در اوربيتال هاي دروني از تأثير نيروي جاذبه ي هسته بر الكترون هاي موجود در لايه بيروني مي كاهند پس شعاع افزايش مي يابد. به اين پديده اثر پوششي الكترون هاي دروني گفته مي شود.

بار مؤثر هسته: به بار الكتريكي مثبتي كه از طرف هسته بر اين الكترون ها وارد مي شود بار مؤثر هسته مي گويند.

گروه هاي سوم تادوازدهم ـ عنصرهاي واسطه: (1-8B)

1. همگي فلز معمولي هستند و در صنعت و زندگي كاربرد دارند. اما واكنش پذيري شيميايي آن ها كمتر از گروه فلزهاي اول و دوم (فلزهاي فعال) است.

2. نسبت به فلزهاي گروه اول و دوم (فلزهاي فعال) چگال تر و دير ذوب تر هستند.

3. آرايش الكتروني آن ها بي نظم است و در لايه ظرفيت اين عناصر تعداد الكترون ها متغير است. پس ظرفيت آن ها گوناگون است. و نمكهاي اين دسته رنگين است. (برخلاف گروه اول و دوم كه همگي آن ها نمك هاي بيرنگ و سفيد دارند.)

4. در اين عناصر زير لايه d در حال پر شدن است.

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

6. اين عناصر (عناصر گروههاي B) در بين دو گروه اصلي IIA و IIIA قرار دارد.

7. به دو دسته تقسيم مي شوند:

عناصر واسطه (خارجي) و عناصر واسطه داخلي .

كه خود اين عناصر به دو دسته لانتانيدها و اکتينيدهاتقسيم مي شوند.

لانتانيدها:

همه فلزهايي براق هستند و واكنش پذيري قابل توجهي دارند. و شبيه به عنصر لانتان La57 مي باشد. و متعلق به خانه ي 57 جدول مي باشد لانتانيدها عنصرهاي 57 تا 71 را تشكيل مي دهند. جزء بلوك (دسته) f مي باشد. و f4 آن ها در حال پر شدن است و در يك رديف 14 تايي قرار دارند و متعلق به دوره ششم جدول مي باشد. اين فلزهاي طبيعي كمياب هستند.

اكتينيدها:

همه فلز پرتوزا (هسته ناپايدار) مي باشند. و شبيه به عنصر اكتينيم Ac 89 است. و متعلق به خانه 89 مي باشد. در اين گروه نيز همانند گروه لانتانيدها زير لايه f در حال پر شدن است. در اين عنصرها ساختار هسته نسبت به آرايش الكتروني از اهميت بيشتري برخوردار است. اوربيتال f5 آنها در حال پر شدن است و در يك رديف 14 تايي در بيرون جدول قرار دارند (اين دو سري چهارده تاي به علت اين كه اوربيتال داخلي f در حال پر شدن است كه مربوط به تراز انرژي داخلي تر مي باشد. واسطه داخلي گفته مي شود.)

عنصرهاي گروه هاي 13 تا 18 جدول تناوبي:

اين گروه ها دسته ي P جدول هستند زيرا در آنها اوربيتال هاي زير لايه P در حال پر شدن است .

F

Cl

Br

I

As

در اين دسته عنصرهاي فلزي ـ نافلزي ـ شبه فلزي و گاز نجيب ديده مي شود. دو گروه مهم در اين دسته گروه 17 يا گروه هفتم اصلي يا گروه هالوژن مي باشد. و گروه مهم ديگر گروه 18 يا هشتم اصلي يا گاز نجيب مي باشد.

ويژگي هالوژن ها:

1- با فلزها به آساني واكنش مي دهند و نمك ها را مي سازند (هالوژن در زبان لاتين به معني نمك ساز است.)

2- نافلزترين گروه جدول است. از بالا به پايين از ميزان فعاليت آنها كاسته مي شود.

3- آرايش لايه آخر آن ها با گرفتن يك الكترون به آرايش گاز نجيب پس از خود

مي رسند.

4- از بالا به پايين در اين گروه نقطه ذوب و جوش افزايش مي يابد.

5- در طبيعت به صورت آزاد يافت نمي شود (به علت واكنش پذيري زياد) و ملكول هاي آن دو اتمي است.

ويژگي هاي گازهاي نجيب يا بي اثر: گروه 18

1- لايه آخر آن ها پر است.

2- واكنش پذيري بسيبار كم اين گازها نتيجه ي پايداري به خاطر

3- آرايش ويژه مي باشد.

4- تك اتمي هستند. و نادر و كمياب در طبيعت مي باشند.

5- از بالا به پايين در اين گروه واكنش پذيري بيشتر مي شود. امروزه بي اثر بودن گازهاي نجيب ديگر مطرح نيست چون از كريپتون و زنون و رادون با واكنش پذيري كم چند تركيب ساخته اند. اما هنوز از هليم و نئون و آرگون هيچ تركيبي نساخته اند.

هيدروژن ـ يك خانواده تك عضوي:

1- اين عنصر فراوان ترين در جهان است ولي در روي كره زمين نهمين عنصر فراوان است.

2- تنهاست چون به هيچ عنصري شباهت ندارد.

3- با فلزهاي فعال (گروه 1 و 2) واكنش مي دهد (نقش يون منفي (آنيون) مي گيرد و تشكيل هيدريد مي دهد مثل (NaH)

4- با نافلزها نيز واكنش مي دهد (مثل HcL)

5- آرايش الكتروني لايه ظرفيت آن s1 است.

6- بيشتر پيوند كووالانس تشكيل مي دهد (آب فراوان ترين ملكول از هيدروژن با پيوند كووالانس مي باشد.)

7- آن را در طبيعت آزاد نمي توان يافت. اما تركيبات فراواني از آن مانند چربي ها و پروتئين ها و هيدرات كربن مثل قند و نشاسته را مي توان يافت.

شعاع اتمي:

چون الكترون ها در محدوده هايي حركت مي كنند كه شبيه به ابر به نظر مي رسند. با اين تشبيه مي توان تصور كرد كه تا چه اندازه اندازه گيري ابعاد اتم ها دشوار است. زيرا مرزهاي يك توده ابر مانند نامشخص و متغير است.

اندازه يك اتم به وسيله ي شعاع آن تعيين مي شود.

شيميدان ها شعاع اتم را با روش هاي گوناگون اندازه مي گيرند.

1- نصف فاصله ي بين هسته اي دو اتم مشابه در يك ملكول دو اتمي (جور هسته با پيوند يگانه (ساده) به اين كميت اندازه گيري شده شعاع كووالانسي گويند.

براي اين كه طول پيوند شعاع اتمي محسوب شود بايستي پيوند ساده و اتم جور هسته باشد.

2- در اين روش از طول پيوند به هنگامي كه دو اتم (گاز نجيب) و دو ملكول مجاور را كه نسبت به هم به حالت مماس قرار گرفته اند استفاده مي شود. به نصف اين فاصله شعاع و اندر والسي مي گويند.

از روش هاي ديگر نيز مي توان به دست آورد به طور مثال براي به دست آوردن شعاع اتمي (كووالانسي) گازهاي نجيب از برون يابي از روي نمودار از منحني شعاع به شماره گروه بدست آورد چون گازهاي نجيب پيوند انجام نمي دهند معمولاً شعاع و اندر والسي در نظر مي گيرند.

نكته: هميشه شعاع و اندروالسي از شعاع كووالانسي بزرگتر است. به دليل تنوع در روش هاي اندازه گيري شعاع جدول مربوط به اين مقادير معمولاً با هم متفاوت است.

الكترونگاتيوي: ميزان تمايل نسبي يك اتم براي كشيدن الكترون هاي يك پيوند كووالانسي به سمت هسته خود را گويند. قويترين الكترونگاتيوي جدول فلوئور (F) مي باشد كه عدد 4 را به آن نسبت مي دهند. و ضعيف ترين الكترونگاتيو جدول (قويترين الكتروپوزتيو) نيز عنصر سزيم (Cs)است.

دو عامل در الكتونگاتيوي مؤثر است: 1ـ بار مؤثر هسته 2ـ شعاع اتمي

نكته: دو عامل در انرژي يونش مؤثر است: 1ـ شعاع 2ـ پايداري آرايش الكتروني

روندها و نظام هاي حاكم بر جدول:
 
لازم به ذكر است تمام نظام ها و قاعده ها و روندهاتقريبي است.

نكات:

1- در هر گروه: از بالا به پايين شعاع افزايش مي يابد.

2- در هر گروه: از بالا به پايين خاصيت فلزي افزايش مي يابد.

3- در هر گروه: از بالا به پايين الكترونگاتيوي كاهش مي يابد.

4- در هر گروه: از بالا به پايين نافلزي كاهش مي يابد.

5- در هر گروه: از بالا به پايين انرژي يونش كاهش مي يابد.

6- در هر تناوب: از چپ به راست شعاع كاهش مي يابد.

7- هر تناوب: از چپ به راست خاصيت فلزي كاهش مي يابد.

8- در هر تناوب: از چپ به راست الكترونگاتيوي افزايش مي يابد.

9- در هر تناوب: از چپ به راست نافلزي افزايش مي يابد.

10- در هر تناوب: از چپ به راست انرژي يونش افزايش مي يابد.

نكات: 91 عنصر در جدول در طبيعت وجود دارد.

از عنصر 92 به بعد به طور ساختگي مي باشد.

* سر گروه سوم ـ عنصر بور موارد استفاده زيادي دارد از جمله در پزشكي به عنوان داروي ضدعفوني كننده و در صنعت در تهيه ظرف هاي پيركس مورد استفاده قرار مي گيرد.

*ليتيم سر گروه ـ گروه اول به عنوان داروي ضد افسردگي مصرف مي شود.

كلسيم عنصري از گروه دوم براي تأمين كلسيم استخوان هاي بدن مي باشد.

دو عنصر مايع جدول به ترتيب جيوه (فلز) و برم (نافلز) و حال سومين عنصر مايع با نيمه عمر كوتاه تنها از طريق برون يابي به نقطه ذوب آن مي توان دست يافت.

عنصر ها يا يک حرفي يا دو حرفي ياسه حرفي هستند.

نامگذاري عناصر سه حرفي جدول را با يك مثال بيان مي كنيم. عنصر 104 دو مدعي كشف در جهان دارد براي رفع اين مشكل IUAC براي نامگذاري اين عنصر از ريشه لاتين و يوناني استفاده كرده است.

سيستمي كه آيوپاك براي نامگذاري عناصر شماره 104 و بعد از آن طرح كرده، ساده است. نام اين عنصر مستقيماً از عدد اتمي آن، با استفاده از ريشه هاي لاتيني و يوناني مشتق مي شود. اين ريشه ها بر حسب ارقام عدد اتمي با پسوند ـ ايم ium كه به منظور كامل كردن نام عنصر افزوده مي شود ـ تنظيم مي گردد. بنابراين، نام عنصر 104 اونيل كواديم مي شود كه لفظ به لفظ يك , صفر, چهار معين مي دهد. نماد شيميايي عنصر در اين سيستم، از حرفهاي اول ريشه هاي ارقامي كه نام آن را مي سازند، تشكيل مي شود.

Oct

8

hex

6

guad

4

bi

2

nil

0

Enn

9

sept

7

pent

5

tri

3

un

1

1- دريك گروه با افزايش عدد اتمي شعاع اتمي افزايش مي يابد. و در هر دوره با افزايش عدد اتمي

(به طور كلي و بدون در نظر گرفتن استثنائات) شعاع اتمي كاهش مي يابد.

2-اگر نمودار شعاع اتمي بر حسب عدد اتمي مطابق نمودار مقابل را ملاحظه کنيد, ماكزيمم شعاع اتمي متعلق به فلزات قليايي و مينيمم شعاع اتمي متعلق به هالوژن ها است.

نکته: انرژي يونش گروه دوم به علت پر بودن اوربيتال s از گروه سوم و گروه پنجم به علت نيمه پر بودن اوربيتال هاي p آن از گروه ششم بيشتر است.

3-در هر گروه از بالا به پايين با افزايش شعاع اتمي الكترونگاتيوي كاهش از چپ به راست با كاهش شعاع اتمي الكترونگاتيوي افزايش مي يابد به طوري كه در هر دوره كمترين الكترونگاتيوي مربوط به فلز قليايي و بيشترين الكترونگاتيوي مربوط به هالوژن است.

4. تعيين دوره و گروه عناصر:

اگر آرايش لايه طبيعت بصورت آزاد يافت نمي شود.آخر عنصري به ns1 ختم شود. متعلق به گروه اول اصلي (IA) مي باشد. اين گروه فقط كاتيون يك بار مثبت توليد مي كند.

مثال:3s1 يعني گروه اول اگر آرايش لايه آخر عنصري به ns2ختم شود. متعلق به گروه دوم اصلي (IIA)مي باشد. اين گروه فقط كاتيون دو بار مثبت ايجاد مي كند.

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

مثال:ns2np3 در گروه پنجم اصلي (VIIB) مي باشد.

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

مثال :4s23d5گروه ((VII B) مي باشد .

نكته: طبق ايوپاك شماره گروه مجموعه الكترون هاي تراز s+p+(n-1)d مي باشد.

مثال: (براي عناصر دسته P)

5s25p54d10گروه 17 ايوپاك يا گروه هفت اصلي VIIA

5. هنگام رسم آرايش الكتروني يون ها ابتدا آرايش الكتروني اتم را در حالت خنثي رسم كنيد. به اندازه بار مثبت از تعداد الكترون ها كم كنيد و به اندازه بار منفي بر تعداد الكترون ها بيافزايد.توجه داشته باشيد كه درعناصر واسطه ابتدا nsخالي مي شودو بعدd (n-1)

چرا اتم ها با هم پيوند انجام مي دهند؟

چرا در طبيعت مواد بيشتر به صورت تركيب يافت مي شود

چرا گازهاي نجيب در طبيعت به صورت اتمي وجود دارند.

اين ها سؤال هايي كه به دنبال پاسخ آن هستيم. حال به دنبال پاسخ خود جواب اين سؤال را در ويژگي اتم ها بايد يافت.

گازهاي نجيب در لايه اخر (لايه ظرفيت) خود همگي داراي هشت الكترون مي باشند (به جزء هليم) يعني لايه آخر آن ها پر و تكميل است پس ميلي به انجام واكنش ندارند اما اتم هاي ديگر به علت نقص درآرايش لايه آخرخود ميل به انجام واكنش دارند تا لايه آخر خود را پر و تكميل نمايند و پايدار شوند (يعني شبيه گازهاي نجيب شوند)

قاعده اكتت: عناصر تمايل دارند لايه آخر آن ها هشتايي شود. به نظر مي رسد اين حالت عناصر را به پايداري مي رساند. فلزها و نافلزها هر كدام به روش اين كار انجام مي دهند فلزها با از دست دادن و نافلزها با كسب الكترون به آرايش پايدار گاز نجيب مي رسند و اين امكان ندارد مگر بين فلز و نافلز با رد و بدل كردن الكترون پيوند انجام دهند و اين نوعي پيوند به نام پيوند يوني است. به طور مثال:

اما آيا تمامي اتم ها فقط به اين طريق مي توانند اكتت شوند و به آرايش دلخواه خود برسند؟ پاسخ منفي است پس راه هاي ديگري نيز وجود دارد. پس انواع مختلف پيوندهايي كه اتم ها مي توانند انجام دهند آن ها را مي توانند به پايداري برساند. پس تشكيل پيوند راهي است براي رسيدن اتم ها به پايداري.

پيوند: يعني اتصال اتم ها

دو نوع پيوند اتم ها براي رسيدن به پايداري:

1. پيوند يوني

2. پيوند كووالانسي (در فصل چهارم درباره آن صحبت خواهد شد)

پيوند يوني: هر گاه اتم فلزي الكترون از دست بدهد و اتم نافلزي الكترون بگيرد اتم فلزي به كاتيون و اتم نافلزي به آنيون تبديل مي شود چون بار اين دو يون مخالف است همديگر جذب مي كنند و پيوندي به نام پيوند يوني بوجود مي آيد و اين چنين تركيبات را تركيبات يوني گويند.

به طور مثال سديم و كلر چه شرايطي برايشان پيش آيد تا به آرايش گاز نجيب برسد درست است سديم به عنوان يك فلز با از دست دادن و كلر به عنوان يك نافلز با گرفتن الكترون مي توانند به آرايش مطلوب گاز نجيب برسند. پس سديم به كاتيون و كلر به آنيون تبديل مي شود.

اگر در طبيعت جستجو كنيم اين تركيب را كه همان نمك طعام مي باشد به فراواني پيدا مي كنيم كه از كاتيون سديم و آنيون كلر درست شده است.

حال نمك طعام را به عنوان يك تركيب يوني از لحاظ ساختار مورد بررسي قرار مي دهيم.

هر گاه يك قطعه بلور نمك طعام كه شبيه يك مكعب است از دست ما به زمين بيفتد تكه هاي مكعبي كوچكي را مشاهده مي كنيم به نظر مي رسد كه بلور نمك طعام از تعداد بسيار زيادي مكعب كوچك درست شده است اين مكعب هاي كوچك نيز از مكعب هاي كوچكتري درست شده است. (البته كوچكترين مكعب را كه سلول واحد مي نامند كه قابل ديدن نيست.)

سلول واحد:كوچكترين واحد تكراري ساختار بلور را سلول واحد گويند.

البته بايد دانست كه ساختار بلورها به وسيله ي دستگاهي به نام پراش سنج پرتوي x و روش بلور نگاري پرتوي x نام دارد، انجام مي شود بيشتر اطلاعات مربوط به ساختار بلورها به وسيله ي پراش پرتوي x به دست آمده است.