تتكون الذرة من نواة وغلاف إلكتروني: في النواة الصغيرة توجد البروتونات والنيوترونات، بينما تدور الإلكترونات حولها. بمعرفة رقمين فقط من الجدول الدوري، يمكنك "بناء" أي ذرة: حساب جميع جسيماتها وتوزيع الإلكترونات في مستويات الطاقة. ستجد في هذه الصفحة نموذجًا توضيحيًا للذرة، وصيغ Z و A، والنظائر، وحلول للمسائل، واختبارًا تفاعليًا للتدريب.
مما تتكون الذرة
الذرة هي أصغر جسيم في العنصر الكيميائي يحافظ على خصائصه. تركيبها أبسط مما يبدو، وتتكون من "جزأين" فقط:
- النواة — مركز الذرة. تحتوي على نوعين من الجسيمات: البروتونات الموجبة والنيوترونات المتعادلة. النواة صغيرة بشكل لا يصدق — أصغر بحوالي 100,000 مرة من الذرة نفسها — ولكن يتركز فيها أكثر من 99.9% من الكتلة.
- الغلاف الإلكتروني — المساحة المتبقية من الذرة، حيث تدور الإلكترونات السالبة الخفيفة حول النواة.
إذا كبّرنا الذرة لتصبح بحجم ملعب كرة قدم، ستكون النواة بحجم حبة بازلاء في وسط الملعب، بينما يشغل الغلاف الإلكتروني "شبه الفارغ" بقية المساحة.
البروتونات والنيوترونات والإلكترونات: جسيمات الذرة الثلاثة
تتكون جميع ذرات الكون من ثلاثة أنواع فقط من الجسيمات — الاختلاف يكمن فقط في أعدادها. من السهل مقارنة الجسيمات بناءً على ثلاث سمات: الشحنة، الكتلة، و"مكان التواجد".
البروتون والنيوترون متساويان تقريبًا في الكتلة — حوالي 1 وحدة كتلة ذرية (u). الإلكترون أخف منهما بحوالي 1836 مرة، لذا يتم إهمال كتلته في الحسابات. أما شحنات البروتون والإلكترون فهي متساوية في المقدار ومتضادة في الإشارة: طالما أن عدد البروتونات في الذرة يساوي عدد الإلكترونات، تكون الذرة متعادلة كهربائيًا.
صيغ الذرة: Z و A وعدد النيوترونات
يتم وصف تركيب أي ذرة برقمين:
- العدد الذري Z — عدد البروتونات في النواة. وهو يمثل الترتيب التسلسلي للعنصر في الجدول الدوري: رقم 1 — الهيدروجين (بروتون واحد)، رقم 8 — الأكسجين (8 بروتونات)، رقم 79 — الذهب (79 بروتونًا). لذلك، في النموذج الكوكبي للذرة، عدد البروتونات في النواة يساوي عدد الإلكترونات: الذرة متعادلة، ولكل بروتون يوجد إلكترون واحد.
- العدد الكتلي A — العدد الإجمالي للجسيمات في النواة: \(A = Z + N\)، حيث N هو عدد النيوترونات. ومن هنا تأتي الصيغة الأساسية للمسائل المدرسية: \(N = A - Z\).
يتم كتابة تركيب الذرة كالتالي: \(^{A}_{Z}\text{X}\). على سبيل المثال، \(^{35}_{17}\text{Cl}\) — الكلور، الذي يحتوي على 17 بروتونًا و 35 − 17 = 18 نيوترونًا. الدليل أدناه يوضح الخوارزمية كاملة في ثلاثة أسطر.
الغلاف الإلكتروني: المستويات 2، 8، 18
لا تدور الإلكترونات حول النواة بشكل عشوائي: بل تتوزع في مستويات طاقة (أغلفة). كلما ابتعد المستوى عن النواة، زادت سعته من الإلكترونات — الحد الأقصى يُحسب بالصيغة \(2n^2\):
- المستوى الأول — لا يزيد عن 2 إلكترون؛
- المستوى الثاني — لا يزيد عن 8؛
- المستوى الثالث — لا يزيد عن 18؛
- المستوى الرابع — لا يزيد عن 32.
تُملأ المستويات بالترتيب، من الأقرب إلى الأبعد. على سبيل المثال، في الأكسجين (Z = 8) تتوزع الإلكترونات كـ 2، 6؛ في الصوديوم (Z = 11) — 2، 8، 1؛ في الكلور (Z = 17) — 2، 8، 7. تُسمى إلكترونات المستوى الخارجي إلكترونات التكافؤ — وهي التي تشارك في التفاعلات الكيميائية وتحدد خصائص العنصر.
عدد المستويات يحدده أيضًا الجدول الدوري: فهو يساوي رقم الدورة التي يقع فيها العنصر. في المراحل المتقدمة، تُقسم المستويات إلى مستويات فرعية s, p, d, f وتُكتب التوزيعات الإلكترونية — على سبيل المثال، للأكسجين 1s²2s²2p⁴.
النظائر: عنصر واحد — ذرات مختلفة
لا يمكن تغيير عدد البروتونات في العنصر: إذا أضفت بروتونًا إلى النواة، سيصبح عنصرًا آخر. لكن عدد النيوترونات يمكن أن يختلف. النظائر — هي ذرات لنفس العنصر لها نفس العدد الذري Z، ولكن بعدد مختلف من النيوترونات، وبالتالي عدد كتلي A مختلف.
المثال الكلاسيكي هو الهيدروجين ونظائره الثلاثة: البروتيوم \(^{1}_{1}\text{H}\) (لا توجد نيوترونات)، الدوتيريوم \(^{2}_{1}\text{H}\) (نيوترون واحد)، والتريتيوم \(^{3}_{1}\text{H}\) (نيوترونان). كيميائيًا، النظائر متطابقة تقريبًا: في التفاعلات، تلعب الإلكترونات الدور الرئيسي، وعددها متساوٍ في النظائر.
بسبب النظائر تكون الكتل الذرية في الجدول الدوري كسرية: فهي متوسط مرجح لجميع النظائر الطبيعية للعنصر. الكلور، على سبيل المثال، كتلته 35.45 — لأن الكلور الطبيعي يتكون من خليط من الكلور-35 والكلور-37.
نماذج الذرة: من "الجسيم غير القابل للتجزئة" إلى النموذج الكوكبي
كلمة "ذرة" مشتقة من اليونانية atomos — "غير قابل للتجزئة": هكذا تصورها ديموقريطس، وفي بداية القرن التاسع عشر بنى جون دالتون أول نظرية علمية على فكرة الذرة غير القابلة للتجزئة. لكن اكتشافات مطلع القرن العشرين أظهرت أن للذرة بنية داخلية.
- 1897 — نموذج طومسون ("بودينغ الزبيب"). اكتشف طومسون الإلكترون وافترض أن الإلكترونات مغروسة في "وسط" موجب الشحنة، مثل الزبيب في البودينغ.
- 1911 — النموذج الكوكبي لرذرفورد. عند قصف رقاقة الذهب بجسيمات ألفا، اكتشف رذرفورد أن كل الكتلة تقريبًا وكل الشحنة الموجبة مركزة في نواة صغيرة، بينما تدور الإلكترونات حولها كالكواكب حول الشمس.
- 1913 — نموذج بور. أوضح نيلز بور: الإلكترونات لا تتحرك في أي مدارات، بل في مدارات محددة بدقة ذات طاقة ثابتة — وهكذا ظهرت مستويات الطاقة.
- عشرينيات القرن العشرين — النموذج الكمي الميكانيكي. تصف الفيزياء الحديثة الإلكترون ليس ككرة في مدار، بل كـ سحابة إلكترونية — منطقة من الفضاء حيث يمكن العثور على الإلكترون باحتمالية معينة.
لا تزال كيمياء المدارس تستخدم النموذج الكوكبي مع المستويات (كما في الرسم أعلاه): فهو كافٍ تمامًا لحساب الجسيمات وتوزيع الإلكترونات.
أمثلة: تحليل الذرة باستخدام الجدول الدوري
مثال 1. تحليل كامل لذرة الكلور
المسألة. حدد تركيب ذرة الكلور ووزع الإلكترونات في المستويات. في الجدول الدوري: الكلور Cl — عنصر رقم 17، الكتلة الذرية 35.45.
الخطوة 1. العدد الذري Z = 17 ← في النواة 17 بروتونًا.
الخطوة 2. الذرة متعادلة ← عدد الإلكترونات متساوٍ: 17 إلكترونًا.
الخطوة 3. العدد الكتلي — نقرب الكتلة الذرية: A = 35. النيوترونات: \(N = A - Z = 35 - 17 = 18\).
الخطوة 4. نوزع 17 إلكترونًا في المستويات من الأقرب للأبعد: 2، ثم 8، والباقي 7 ← 2، 8، 7. في المستوى الخارجي 7 إلكترونات تكافؤ — وهي التي تحدد الخصائص الكيميائية للكلور.
الإجابة: 17 p⁺, 18 n⁰, 17 e⁻; مستويات الإلكترونات: 2, 8, 7.
مثال 2. كم نيوترونًا في اليورانيوم-235
المسألة. كم عدد النيوترونات في نواة نظير اليورانيوم \(^{235}_{92}\text{U}\)؟
الخطوة 1. نقرأ الرمز: الرقم السفلي هو العدد الذري، Z = 92 (بروتونات)؛ العلوي هو الكتلي، A = 235.
الخطوة 2. نحسب: \(N = A - Z = 235 - 92 = 143\).
الإجابة: 143 نيوترونًا. لاحظ: اليورانيوم الطبيعي يحتوي أيضًا على النظير \(^{238}_{92}\text{U}\) — نفس الـ 92 بروتونًا، ولكن 146 نيوترونًا.
مثال 3. معرفة العنصر من الإلكترونات
المسألة. في ذرة ما، تتوزع الإلكترونات في المستويات كالتالي: 2، 8، 1. ما هو هذا العنصر؟
الخطوة 1. نجمع الإلكترونات: 2 + 8 + 1 = 11.
الخطوة 2. في الذرة المتعادلة، عدد الإلكترونات يساوي عدد البروتونات ← Z = 11.
الخطوة 3. ننظر في الجدول الدوري: العنصر رقم 11 — الصوديوم Na.
الإجابة: الصوديوم. ومن هنا يتضح سبب نشاطه: في المستوى الخارجي إلكترون واحد فقط، ويسهل على الصوديوم فقده.
أخطاء شائعة في مسائل بنية الذرة
-
الخلط بين الكتلة الذرية والعدد الكتلي: التعويض في صيغة N = A − Z بالكتلة الكسرية من الجدول (مثل 35.45 للكلور).
العدد الكتلي A — دائمًا عدد صحيح: هو عدد الجسيمات (البروتونات والنيوترونات) في ذرة معينة. للمسائل، نقرب الكتلة الذرية من الجدول إلى أقرب عدد صحيح: للكلور A = 35، إذن N = 35 − 17 = 18.
-
الاعتقاد بأن العدد الذري للعنصر هو العدد الإجمالي لجميع جسيمات الذرة.
العدد الذري Z — هو فقط عدد البروتونات (والإلكترونات في الذرة المتعادلة). النيوترونات لا تدخل في Z: نجدها بشكل منفصل، باستخدام الصيغة N = A − Z.
-
وضع الإلكترونات داخل النواة: "الذرة تتكون من بروتونات ونيوترونات وإلكترونات توجد في النواة".
في النواة توجد البروتونات والنيوترونات فقط. الإلكترونات تدور حول النواة في الغلاف الإلكتروني — على مسافات تفوق حجم النواة بعشرات الآلاف من المرات.
-
حساب إلكترونات الأيون بناءً على رقم العنصر: Na⁺ لديه "11 إلكترونًا".
Z يعطي عدد الإلكترونات فقط للذرة المتعادلة. الأيون مشحون: Na⁺ فقد إلكترونًا واحدًا — بقي لديه 10؛ Cl⁻ اكتسب واحدًا — أصبح لديه 18. عدد البروتونات لا يتغير.
-
ملء المستويات بالتساوي أو بشكل عشوائي: كتابة 8، 8، 1 للكلور مثلًا.
تُملأ المستويات بدقة من النواة للخارج: أولًا المستوى الأول (بحد أقصى 2 إلكترون)، ثم الثاني (8)، ثم الثالث. للكلور بـ 17 إلكترونًا، التوزيع الصحيح هو: 2، 8، 7.
أسئلة وأجوبة
مما تتكون الذرة؟ باختصار
تتكون الذرة من نواة وغلاف إلكتروني. النواة من بروتونات (شحنة +1) ونيوترونات (بلا شحنة)، والغلاف من إلكترونات (شحنة −1). عدد البروتونات يساوي العدد الذري للعنصر في الجدول الدوري.
لماذا تُسمى الذرة جسيمًا غير قابل للتجزئة إذا كانت تتجزأ؟
الاسم مأخوذ من اليونانية atomos — "غير قابل للقطع": حتى نهاية القرن التاسع عشر كانت الذرة تُعتبر أبسط "لبنة" للمادة. ثم اكتُشف الإلكترون والنواة. لكن في التفاعلات الكيميائية، الذرة لا تتجزأ بالفعل — فقط الأغلفة الإلكترونية هي التي تتغير، لذا بالنسبة للكيمياء لا تزال هي أصغر جسيم للعنصر.
هل صحيح أن الذرة تتكون من بروتونات ونيوترونات؟
هذا صحيح جزئيًا: البروتونات والنيوترونات هي مكونات النواة. التركيب الكامل للذرة هو النواة (بروتونات + نيوترونات) بالإضافة إلى الإلكترونات التي تدور حول النواة وتشكل الغلاف الإلكتروني.
لماذا في النموذج الكوكبي للذرة يساوي عدد البروتونات في النواة عدد الإلكترونات؟
لأن الذرة ككل متعادلة كهربائيًا: الشحنة الموجبة للنواة (+Z من البروتونات) يجب أن تعادلها تمامًا الشحنة السالبة للإلكترونات (−Z). إذا فقدت الذرة إلكترونًا أو اكتسبته، يختل التوازن — وتنتج جسيمات مشحونة، أيونات.
كيف أعرف عدد البروتونات والنيوترونات والإلكترونات من الجدول الدوري؟
البروتونات — هي العدد الذري Z. الإلكترونات في الذرة المتعادلة هي نفس العدد. النيوترونات — قرب الكتلة الذرية إلى عدد صحيح (العدد الكتلي A) واطرح العدد الذري: N = A − Z. مثال: الحديد رقم 26 بكتلة 56: 26 بروتونًا، 26 إلكترونًا، 56 − 26 = 30 نيوترونًا.
لماذا الكتلة الذرية في الجدول الدوري كسرية؟
لأنها المتوسط الحسابي لجميع النظائر الطبيعية للعنصر مع مراعاة وفرتها. كل ذرة مفردة لها عدد كتلي صحيح (35 أو 37 للكلور)، لكن المتوسط لخليط النظائر يكون كسريًا — 35.45.
