معلومة

2.1H: الروابط الأيونية والأيونية - علم الأحياء

2.1H: الروابط الأيونية والأيونية - علم الأحياء


We are searching data for your request:

Forums and discussions:
Manuals and reference books:
Data from registers:
Wait the end of the search in all databases.
Upon completion, a link will appear to access the found materials.

الروابط الأيونية هي عوامل جذب بين الذرات المشحونة بشكل معاكس أو مجموعات الذرات حيث يتم التبرع بالإلكترونات وقبولها.

أهداف التعلم

  • توقع ما إذا كان عنصر ما سيشكل على الأرجح كاتيونًا أم أنيونًا

النقاط الرئيسية

  • تتشكل الأيونات من العناصر عندما تكتسب أو تفقد إلكترونًا مما يتسبب في عدم تساوي عدد البروتونات مع عدد الإلكترونات ، مما ينتج عنه صافي شحنة.
  • إذا كان هناك إلكترونات أكثر من البروتونات (من عنصر يكتسب إلكترونًا واحدًا أو أكثر) ، فإن الأيون يكون سالبًا ويسمى الأنيون.
  • إذا كان هناك عدد من البروتونات أكثر من عدد الإلكترونات (بفقدان الإلكترونات) ، فإن الأيون يكون موجب الشحنة ويسمى الكاتيون.
  • تنتج الروابط الأيونية عن التفاعل بين الكاتيون الموجب الشحنة والأنيون السالب الشحنة.

الشروط الاساسية

  • أيون: ذرة أو مجموعة ذرات تحمل شحنة كهربائية مثل ذرات الصوديوم والكلور في محلول ملحي.
  • الرابطة الأيونية: رابطة كيميائية قوية ناتجة عن التجاذب الكهروستاتيكي بين أيونيين مشحونين بشكل معاكس.

الروابط الأيونية والأيونية

تكون بعض الذرات أكثر استقرارًا عندما تكتسب أو تفقد إلكترونًا (أو ربما اثنين) وتشكل أيونات. ينتج عن هذا غلاف إلكتروني خارجي كامل ويجعلها أكثر استقرارًا من الناحية النشطة. الآن ، نظرًا لأن عدد الإلكترونات لا يساوي عدد البروتونات ، فلكل أيون شحنة صافية. الكاتيونات هي أيونات موجبة تتشكل بفقدان الإلكترونات (حيث أن عدد البروتونات الآن أكبر من عدد الإلكترونات). تتشكل الأيونات السالبة عن طريق اكتساب الإلكترونات وتسمى الأنيونات (حيث يوجد إلكترونات أكثر من البروتونات في الجزيء). يتم تحديد الأنيونات من خلال تغيير اسم العنصر الخاص بها لينتهي بـ "-ide". على سبيل المثال ، يسمى أنيون الكلور بالكلوريد ، ويسمى أنيون الكبريت بالكبريتيد.

يشار إلى حركة الإلكترونات هذه من عنصر إلى آخر باسم نقل الإلكترون. كما هو موضح ، يحتوي الصوديوم (Na) على إلكترون واحد فقط في غلافه الإلكتروني الخارجي. يستغرق الصوديوم طاقة أقل للتبرع بهذا الإلكترون الواحد مما يتطلبه لقبول سبعة إلكترونات أخرى لملء الغلاف الخارجي. عندما يفقد الصوديوم إلكترونًا ، سيكون له 11 بروتونًا و 11 نيوترونًا و 10 إلكترونات فقط. هذا يترك لها شحنة إجمالية قدرها +1 نظرًا لوجود عدد من البروتونات الآن أكثر من الإلكترونات. يشار إليه الآن باسم أيون الصوديوم. يحتوي الكلور (Cl) في أقل حالة طاقة له (تسمى الحالة الأرضية) على سبعة إلكترونات في غلافه الخارجي. مرة أخرى ، يعتبر اكتساب الكلور إلكترونًا واحدًا أكثر كفاءة في استخدام الطاقة من خسارة سبعة إلكترون. لذلك ، تميل إلى اكتساب إلكترون لتكوين أيون مكون من 17 بروتونًا و 17 نيوترونًا و 18 إلكترونًا. هذا يعطيه شحنة صافية قدرها -1 نظرًا لوجود عدد من الإلكترونات الآن أكثر من البروتونات. ويشار إليه الآن باسم أيون الكلوريد. في هذا المثال ، سيتبرع الصوديوم بإلكترون واحد لتفريغ غلافه ، وسيقبل الكلور هذا الإلكترون لملء غلافه. يلبي كلا الأيونات الآن قاعدة الثمانيات ولهما أغلفة خارجية كاملة. لا يمكن أن تتم هذه المعاملات عادة إلا في وقت واحد ؛ لكي تفقد ذرة الصوديوم إلكترونًا ، يجب أن تكون في وجود متلقي مناسب مثل ذرة الكلور.

تتشكل الروابط الأيونية بين الأيونات ذات الشحنات المعاكسة. على سبيل المثال ، تترابط أيونات الصوديوم موجبة الشحنة وأيونات الكلوريد سالبة الشحنة معًا لتكوين كلوريد الصوديوم ، أو ملح الطعام ، وهو جزيء بلوري بدون شحنة صافية. تسمى القوة الجاذبة التي تربط الذرتين معًا بالقوة الكهرومغناطيسية وهي المسؤولة عن التجاذب بين الأيونات المتعاكسة الشحنة.

يشار إلى أملاح معينة في علم وظائف الأعضاء على أنها إلكتروليتات (بما في ذلك الصوديوم والبوتاسيوم والكالسيوم). الإلكتروليتات هي أيونات ضرورية لتوصيل النبضات العصبية وتقلصات العضلات وتوازن الماء. توفر العديد من المشروبات الرياضية والمكملات الغذائية هذه الأيونات لتعويض تلك المفقودة من الجسم عن طريق التعرق أثناء التمرين.


2.1 الذرات والنظائر والأيونات والجزيئات: اللبنات الأساسية

في هذا القسم سوف تستكشف الأسئلة التالية:

  • كيف تحدد البنية الذرية خصائص العناصر والجزيئات والمادة؟
  • ما هي الاختلافات بين الروابط الأيونية والروابط التساهمية والروابط التساهمية القطبية والروابط الهيدروجينية؟

اتصال لدورات AP ®

تخضع الأنظمة الحية لقوانين الكيمياء والفيزياء. المادة هي أي شيء يشغل الفضاء والكتلة. تحتوي العناصر الـ 92 التي تحدث بشكل طبيعي على خصائص فريدة ، وتنتج مجموعات مختلفة منها جزيئات تتحد لتشكل عضيات وخلايا وأنسجة ونظام عضوي وكائنات حية. الذرات ، التي تتكون من البروتونات والنيوترونات والإلكترونات ، هي أصغر وحدات المادة التي تحتفظ بجميع خصائصها وتكون أكثر استقرارًا عندما تحتوي أغلفة الإلكترونات الخارجية أو التكافؤ على أكبر عدد من الإلكترونات. يمكن نقل الإلكترونات أو مشاركتها أو إحداث تباينات في الشحنات بين الذرات لإنشاء روابط ، بما في ذلك الروابط الأيونية والتساهمية والهيدروجينية ، بالإضافة إلى تفاعلات فان ديل فالس. النظائر هي أشكال مختلفة من عنصر لها أعداد مختلفة من النيوترونات مع الاحتفاظ بنفس عدد البروتونات ، والعديد من النظائر المشعة ، مثل الكربون 14.

المعلومات المقدمة والأمثلة الموضحة في هذا القسم تدعم المفاهيم وأهداف التعلم الموضحة في الفكرة الكبيرة 2 من إطار منهج علم الأحياء AP ®. توفر أهداف التعلم المدرجة في إطار المناهج الدراسية أساسًا شفافًا لدورة AP ® Biology ، وتجربة معملية قائمة على الاستفسار ، وأنشطة تعليمية ، وأسئلة اختبار AP ®. يدمج هدف التعلم المحتوى المطلوب مع واحد أو أكثر من الممارسات العلمية السبعة.

فكرة كبيرة 2 تستخدم الأنظمة البيولوجية الطاقة المجانية ولبنات البناء الجزيئية للنمو والتكاثر والحفاظ على التوازن الديناميكي.
الفهم الدائم 2 يتطلب نمو وتكاثر وصيانة النظم الحية طاقة ومادّة حرة.
المعرفة الأساسية 2-أ 1 تتطلب جميع الأنظمة الحية مدخلات ثابتة من الطاقة المجانية.
ممارسة العلوم 4.1 يمكن للطالب تبرير اختيار نوع البيانات اللازمة للإجابة على سؤال علمي معين.
ممارسة العلوم 6.2 يمكن للطالب بناء تفسيرات للظواهر بناءً على الأدلة المنتجة من خلال الممارسات العلمية.
ممارسة العلوم 6.4 يمكن للطالب تقديم ادعاءات وتنبؤات حول الظواهر الطبيعية بناءً على النظريات والنماذج العلمية.
هدف التعلم 2.8 يستطيع الطالب تبرير اختيار البيانات المتعلقة بأنواع الجزيئات التي سيتناولها الحيوان أو النبات أو البكتيريا باعتبارها لبنات بناء ضرورية وتفرزها كمخلفات.

تحتوي أسئلة تحدي ممارسة العلوم على أسئلة اختبار إضافية لهذا القسم والتي ستساعدك على التحضير لامتحان AP. تتناول هذه الأسئلة المعايير التالية:
[APLO 1.12] [APLO 2.9] [APLO 2.42] [APLO 2.22]

تتكون الحياة في أبسط مستوياتها من المادة. المادة هي أي مادة تشغل حيزًا ولها كتلة. العناصر هي أشكال فريدة للمادة ذات خصائص كيميائية وفيزيائية محددة لا يمكن تقسيمها إلى مواد أصغر بواسطة التفاعلات الكيميائية العادية. هناك 118 عنصرًا ، لكن 98 عنصرًا فقط تحدث بشكل طبيعي. يتم تصنيع العناصر المتبقية في المختبرات وهي غير مستقرة.

يتم تحديد كل عنصر برمزه الكيميائي ، وهو حرف واحد كبير أو ، عندما يكون الحرف الأول بالفعل "مأخوذًا" بواسطة عنصر آخر ، مزيج من حرفين. تتبع بعض العناصر المصطلح الإنجليزي للعنصر ، مثل C للكربون و Ca للكالسيوم. تستمد الرموز الكيميائية للعناصر الأخرى من أسمائها اللاتينية على سبيل المثال ، رمز الصوديوم هو Na ، في إشارة إلى النتريوم، الكلمة اللاتينية للصوديوم.

العناصر الأربعة المشتركة لجميع الكائنات الحية هي الأكسجين (O) والكربون (C) والهيدروجين (H) والنيتروجين (N). في العالم غير الحي ، توجد العناصر بنسب مختلفة ، كما أن بعض العناصر المشتركة للكائنات الحية نادرة نسبيًا على الأرض ككل ، كما هو موضح في الجدول 2.1. على سبيل المثال ، الغلاف الجوي غني بالنيتروجين والأكسجين ولكنه يحتوي على القليل من الكربون والهيدروجين ، في حين أن قشرة الأرض ، على الرغم من أنها تحتوي على الأكسجين وكمية صغيرة من الهيدروجين ، إلا أنها تحتوي على القليل من النيتروجين والكربون. على الرغم من اختلافها في الوفرة ، فإن جميع العناصر والتفاعلات الكيميائية بينها تخضع لنفس القوانين الكيميائية والفيزيائية بغض النظر عما إذا كانت جزءًا من العالم الحي أو غير الحي.

النسبة التقريبية للعناصر في الكائنات الحية (البشر) مقارنة بالعالم غير الحي
عنصرالحياة (البشر)الغلاف الجويقشرة الأرض
الأكسجين (O) 65% 21% 46%
الكربون (ج) 18% أثر أثر
الهيدروجين (H) 10% أثر 0.1%
نيتروجين (ن) 3% 78% أثر

هيكل الذرة

لفهم كيفية تجميع العناصر معًا ، يجب علينا أولاً مناقشة أصغر مكون أو كتلة بنائية لعنصر ، الذرة. الذرة هي أصغر وحدة من المادة التي تحتفظ بجميع الخصائص الكيميائية للعنصر. على سبيل المثال ، تحتوي ذرة ذهب واحدة على جميع خصائص الذهب من حيث أنه معدن صلب في درجة حرارة الغرفة. العملة الذهبية هي ببساطة عدد كبير جدًا من ذرات الذهب المصبوبة على شكل عملة معدنية وتحتوي على كميات صغيرة من العناصر الأخرى المعروفة باسم الشوائب. لا يمكن تقسيم ذرات الذهب إلى أي شيء أصغر مع الاحتفاظ بخصائص الذهب.

تتكون الذرة من منطقتين: النواة الموجودة في مركز الذرة وتحتوي على البروتونات والنيوترونات ، والمنطقة الخارجية للذرة التي تحافظ على إلكتروناتها في مدار حول النواة ، كما هو موضح في الشكل 2.2. تحتوي الذرات على البروتونات والإلكترونات والنيوترونات ، من بين الجسيمات دون الذرية الأخرى. الاستثناء الوحيد هو الهيدروجين (H) ، والذي يتكون من بروتون واحد وإلكترون واحد بدون نيوترونات.

البروتونات والنيوترونات لها نفس الكتلة تقريبًا ، حوالي 1.67 × 10 -24 جرامًا. يحدد العلماء بشكل تعسفي هذه الكمية من الكتلة كوحدة كتلة ذرية واحدة (amu) أو دالتون واحد ، كما هو موضح في الجدول 2.2. على الرغم من تشابه البروتونات والنيوترونات في الكتلة ، إلا أنها تختلف في شحنتها الكهربائية. البروتون موجب الشحنة بينما النيوترون غير مشحون. لذلك ، فإن عدد النيوترونات في الذرة يساهم بشكل كبير في كتلتها ، ولكن ليس في شحنتها. كتلة الإلكترونات أصغر بكثير من البروتونات ، وتزن فقط 9.11 × 10 -28 جرامًا ، أو حوالي 1/1800 من وحدة الكتلة الذرية. ومن ثم ، فهي لا تساهم كثيرًا في الكتلة الذرية الكلية للعنصر. لذلك ، عند التفكير في الكتلة الذرية ، من المعتاد تجاهل كتلة أي إلكترونات وحساب كتلة الذرة بناءً على عدد البروتونات والنيوترونات وحدها. على الرغم من عدم مساهمة الإلكترونات بشكل كبير في الكتلة ، إلا أن الإلكترونات تساهم بشكل كبير في شحنة الذرة ، حيث أن لكل إلكترون شحنة سالبة تساوي الشحنة الموجبة للبروتون. في الذرات المحايدة غير المشحونة ، يكون عدد الإلكترونات التي تدور حول النواة مساويًا لعدد البروتونات داخل النواة. في هذه الذرات ، تلغي الشحنات الموجبة والسالبة بعضها البعض ، مما يؤدي إلى ذرة بدون شحنة صافية.

نظرًا لأحجام البروتونات والنيوترونات والإلكترونات ، فإن معظم حجم الذرة - أكبر من 99 في المائة - هو في الواقع مساحة فارغة. مع كل هذه المساحة الفارغة ، قد يتساءل المرء لماذا لا تمر الأشياء الصلبة المزعومة من خلال بعضها البعض. والسبب في عدم حدوث ذلك هو أن الإلكترونات التي تحيط بجميع الذرات مشحونة سالبة والشحنات السالبة تتنافر.

البروتونات والنيوترونات والإلكترونات
الشحنةالكتلة (amu)موقع
بروتون +1 1 نواة
نيوترون 0 1 نواة
إلكترون –1 0 المدارات

العدد الذري والكتلة

تحتوي ذرات كل عنصر على عدد مميز من البروتونات والإلكترونات. يحدد عدد البروتونات العدد الذري للعنصر ويستخدم لتمييز عنصر عن الآخر. عدد النيوترونات متغير ، مما ينتج عنه نظائر ، وهي أشكال مختلفة من نفس الذرة والتي تختلف فقط في عدد النيوترونات التي تمتلكها. يحدد عدد البروتونات وعدد النيوترونات معًا عدد كتلة العنصر ، كما هو موضح في الشكل 2.3. لاحظ أنه يتم تجاهل المساهمة الصغيرة للكتلة من الإلكترونات في حساب العدد الكتلي. يمكن استخدام هذا التقريب للكتلة لحساب عدد النيوترونات بسهولة عن طريق طرح عدد البروتونات من الرقم الكتلي. نظرًا لأن نظائر عنصر ما سيكون لها أعداد كتلة مختلفة قليلاً ، يحدد العلماء أيضًا الكتلة الذرية ، وهي المتوسط ​​المحسوب لعدد الكتلة لنظائره التي تحدث بشكل طبيعي. غالبًا ما يحتوي الرقم الناتج على كسر. على سبيل المثال ، الكتلة الذرية للكلور (Cl) هي 35.45 لأن الكلور يتكون من عدة نظائر ، بعضها (معظمها) بكتلة ذرية 35 (17 بروتونًا و 18 نيوترونًا) وبعضها بكتلة ذرية 37 (17 بروتونًا و 20 نيوترونًا) .

اتصال مرئي

    1. يحتوي الكربون 12 على 6 نيوترونات بينما يحتوي الكربون 13 على 7 نيوترونات.
    2. يحتوي الكربون 12 على 7 نيوترونات بينما يحتوي الكربون 13 على 6 نيوترونات.
    3. يحتوي الكربون 12 على 12 نيوترون بينما يحتوي الكربون 13 على 13 نيوترون.
    4. يحتوي الكربون 12 على 13 نيوترون بينما يحتوي الكربون 13 على 12 نيوترون.

    النظائر

    النظائر هي أشكال مختلفة من عنصر لها نفس عدد البروتونات ولكن عددًا مختلفًا من النيوترونات. بعض العناصر - مثل الكربون والبوتاسيوم واليورانيوم - لها نظائر طبيعية. يحتوي الكربون -12 على ستة بروتونات وستة نيوترونات وستة إلكترونات ، وبالتالي فإن عدد كتلته 12 (ستة بروتونات وستة نيوترونات). يحتوي الكربون 14 على ستة بروتونات وثمانية نيوترونات وستة إلكترونات كتلته الذرية 14 (ستة بروتونات وثمانية نيوترونات). هذان الشكلان البديلان للكربون هما نظائر. قد تنبعث بعض النظائر من النيوترونات والبروتونات والإلكترونات ، وتحقق تكوينًا ذريًا أكثر استقرارًا (مستوى أقل من الطاقة الكامنة) ، وهي نظائر مشعة أو نظائر مشعة. يصف الاضمحلال الإشعاعي (الكربون 14 الذي يفقد النيوترونات ليصبح في النهاية نيتروجين -14) فقدان الطاقة الذي يحدث عندما تطلق نواة الذرة غير المستقرة إشعاعًا.

    اتصال التطور

    تاريخ الكربون

    يوجد الكربون عادة في الغلاف الجوي على شكل مركبات غازية مثل ثاني أكسيد الكربون والميثان. الكربون 14 (14 درجة مئوية) هو نظير مشع طبيعي يتكون في الغلاف الجوي من الغلاف الجوي 14 N (نيتروجين) عن طريق إضافة نيوترون وفقدان بروتون بسبب الأشعة الكونية. هذه عملية مستمرة ، لذلك يتم دائمًا إنشاء أكثر من 14 درجة مئوية. نظرًا لأن الكائن الحي يشتمل على 14 درجة مئوية في البداية كثاني أكسيد الكربون المثبت في عملية التمثيل الضوئي ، فإن الكمية النسبية البالغة 14 درجة مئوية في جسمه تساوي تركيز 14 درجة مئوية في الغلاف الجوي. عندما يموت الكائن الحي ، فإنه لم يعد يتناول 14 درجة مئوية ، لذا فإن النسبة بين 14 درجة مئوية و 12 درجة مئوية ستنخفض حيث تتحلل 14 درجة مئوية تدريجيًا إلى 14 نيوتن بواسطة عملية تسمى تحلل بيتا - انبعاث الإلكترونات أو البوزيترونات. هذا الاضمحلال يعطي طاقة في عملية بطيئة.

    بعد حوالي 5730 سنة ، سيتم تحويل نصف تركيز البداية البالغ 14 درجة مئوية مرة أخرى إلى 14 نيوتن. الوقت الذي يستغرقه نصف التركيز الأصلي للنظير حتى يتحلل مرة أخرى إلى شكله الأكثر استقرارًا يسمى نصف عمره. نظرًا لأن عمر النصف لـ 14 درجة مئوية طويل ، يتم استخدامه لتاريخ الكائنات الحية سابقًا مثل العظام القديمة أو الخشب. بمقارنة نسبة تركيز 14 درجة مئوية الموجود في جسم ما إلى كمية 14 درجة مئوية المكتشفة في الغلاف الجوي ، يمكن تحديد كمية النظير الذي لم يتحلل بعد. على أساس هذا المقدار ، يمكن حساب عمر المادة ، مثل الماموث الأقزام الموضح في الشكل 2.4 ، بدقة إذا لم يكن أقدم بكثير من حوالي 50000 عام. العناصر الأخرى لها نظائر ذات نصف عمر مختلف. على سبيل المثال ، 40 كلفن (بوتاسيوم -40) له عمر نصف يبلغ 1.25 مليار سنة ، و 235 يو (يورانيوم 235) له نصف عمر حوالي 700 مليون سنة. من خلال استخدام التأريخ الإشعاعي ، يمكن للعلماء دراسة عمر الحفريات أو بقايا الكائنات المنقرضة الأخرى لفهم كيفية تطور الكائنات الحية من الأنواع السابقة.

    1. ستكون النسبة هي نفسها في الفيل والماموث.
    2. ستكون النسبة أقل في الفيل من الماموث.
    3. ستكون النسبة أعلى في الفيل من الماموث.
    4. تعتمد النسبة على النظام الغذائي لكل حيوان.

    ارتباط بالتعلم

    لمعرفة المزيد حول الذرات والنظائر وكيفية تمييز نظير عن نظير آخر ، قم بزيارة هذا الموقع وقم بتشغيل المحاكاة.

    1. يحتوي K-41 على إجمالي 24 نيوترونًا ، وتحتوي ذرة K العادية على 22 نيوترونًا
    2. يحتوي K-41 على إجمالي 22 نيوترونًا وذرة K العادية بها 20 نيوترونًا
    3. يحتوي K-41 على نيوترون واحد أكثر من ذرة K العادية
    4. يحتوي K-41 على نيوترون واحد أقل من ذرة K العادية

    الجدول الدوري

    يتم تنظيم العناصر المختلفة وعرضها في الجدول الدوري. قام الكيميائي الروسي ديمتري مندليف (1834–1907) في عام 1869 ، الذي ابتكره الجدول بتجميع العناصر التي ، على الرغم من كونها فريدة ، تشترك في خصائص كيميائية معينة مع عناصر أخرى. تكون خصائص العناصر مسؤولة عن حالتها الفيزيائية في درجة حرارة الغرفة: قد تكون غازات أو مواد صلبة أو سائلة. تحتوي العناصر أيضًا على تفاعل كيميائي محدد ، والقدرة على الاندماج والارتباط الكيميائي مع بعضها البعض.

    في الجدول الدوري ، الموضح في الشكل 2.5 ، يتم تنظيم العناصر وعرضها وفقًا لعددها الذري وترتيبها في سلسلة من الصفوف والأعمدة بناءً على الخصائص الكيميائية والفيزيائية المشتركة. بالإضافة إلى توفير العدد الذري لكل عنصر ، يعرض الجدول الدوري أيضًا الكتلة الذرية للعنصر. بالنظر إلى الكربون ، على سبيل المثال ، يظهر رمزه (C) واسمه ، بالإضافة إلى العدد الذري ستة (في الزاوية اليسرى العليا) وكتلته الذرية 12.11.

    يقوم الجدول الدوري بتجميع العناصر وفقًا للخصائص الكيميائية. تعتمد الاختلافات في التفاعل الكيميائي بين العناصر على العدد والتوزيع المكاني لإلكترونات الذرة. الذرات التي تتفاعل كيميائيا وتترابط مع بعضها البعض تشكل جزيئات. الجزيئات هي ببساطة ذرتان أو أكثر مرتبطتان كيميائيًا معًا. منطقيًا ، عندما تترابط ذرتان كيميائيًا لتكوين جزيء ، فإن إلكتروناتها ، التي تشكل المنطقة الخارجية لكل ذرة ، تتجمع أولاً عندما تشكل الذرات رابطة كيميائية.

    قذائف الإلكترون ونموذج بوهر

    يجب التأكيد على أن هناك علاقة بين عدد البروتونات في العنصر ، والرقم الذري الذي يميز عنصرًا عن الآخر ، وعدد الإلكترونات الموجودة فيه. في جميع الذرات المحايدة كهربائيًا ، يكون عدد الإلكترونات هو نفسه عدد البروتونات. وبالتالي ، فإن كل عنصر ، على الأقل عندما يكون محايدًا كهربائيًا ، له عدد مميز من الإلكترونات يساوي عددها الذري.

    تم تطوير نموذج مبكر للذرة في عام 1913 من قبل العالم الدنماركي نيلز بور (1885-1962). يُظهر نموذج بور الذرة كنواة مركزية تحتوي على البروتونات والنيوترونات ، مع وجود الإلكترونات في مدارات دائرية على مسافات محددة من النواة ، كما هو موضح في الشكل 2.6. تشكل هذه المدارات قذائف إلكترونية أو مستويات طاقة ، وهي طريقة لتصور عدد الإلكترونات في الأصداف الخارجية. يتم تحديد مستويات الطاقة هذه برقم ورمز "n". على سبيل المثال ، يمثل 1n أول مستوى للطاقة يقع بالقرب من النواة.

    تملأ الإلكترونات المدارات بترتيب ثابت: تملأ أولاً المدارات الأقرب للنواة ، ثم تستمر في ملء المدارات ذات الطاقة المتزايدة بعيدًا عن النواة. إذا كانت هناك مدارات متعددة ذات طاقة متساوية ، فسيتم ملؤها بإلكترون واحد في كل مستوى طاقة قبل إضافة إلكترون ثان. تحدد الإلكترونات ذات المستوى الخارجي للطاقة ثبات الطاقة للذرة وميلها إلى تكوين روابط كيميائية مع الذرات الأخرى لتكوين جزيئات.

    في ظل الظروف القياسية ، تملأ الذرات الأغلفة الداخلية أولاً ، مما يؤدي غالبًا إلى عدد متغير من الإلكترونات في الغلاف الخارجي. تحتوي القشرة الداخلية على إلكترونين كحد أقصى ، لكن يمكن أن تحتوي كل من غلافي الإلكترون التاليين على ثمانية إلكترونات كحد أقصى. يُعرف هذا بقاعدة الثمانيات ، والتي تنص ، باستثناء الغلاف الداخلي ، على أن الذرات تكون أكثر ثباتًا من حيث الطاقة عندما يكون لديها ثمانية إلكترونات في غلاف التكافؤ ، وهو الغلاف الخارجي للإلكترون. يتم عرض أمثلة لبعض الذرات المحايدة وتكوينات الإلكترون في الشكل 2.7. لاحظ أنه في هذا الشكل 2.7 ، يحتوي الهيليوم على غلاف إلكتروني خارجي كامل ، مع إلكترونين يملآن غلافه الأول والوحيد. وبالمثل ، يحتوي النيون على غلاف خارجي 2n كامل يحتوي على ثمانية إلكترونات. في المقابل ، يحتوي الكلور والصوديوم على سبعة وواحد في غلافهما الخارجي ، على التوالي ، لكن من الناحية النظرية سيكونان أكثر ثباتًا إذا اتبعا قاعدة الثمانيات وكان لديهما ثمانية.

    اتصال مرئي

    1. يجب أن تفقد عناصر المجموعة 1 إلكترونًا واحدًا ، بينما تحتاج عناصر المجموعة 14 إلى اكتساب 4 إلكترونات ، بينما تحتاج عناصر المجموعة 17 إلى اكتساب إلكترون واحد
    2. تحتاج عناصر المجموعة 1 إلى فقد 4 إلكترونات بينما تحتاج عناصر المجموعة 14 و 17 إلى الحصول على إلكترون واحد لكل عنصر.
    3. تحتاج عناصر المجموعة 1 إلى فقدان إلكترونين ، بينما تحتاج عناصر المجموعة 14 إلى اكتساب 4 إلكترونات ، بينما تحتاج عناصر المجموعة 17 إلى الحصول على إلكترون واحد.
    4. تحتاج عناصر المجموعة 1 إلى الحصول على إلكترون واحد بينما تحتاج عناصر المجموعة 14 إلى فقد 4 إلكترونات وعناصر المجموعة 17 تحتاج إلى فقد إلكترون واحد.

    إن فهم أن تنظيم الجدول الدوري يعتمد على العدد الإجمالي للبروتونات (والإلكترونات) يساعدنا على معرفة كيفية توزيع الإلكترونات بين الأصداف. يتم ترتيب الجدول الدوري في أعمدة وصفوف بناءً على عدد الإلكترونات ومكان تواجد هذه الإلكترونات. ألق نظرة فاحصة على بعض العناصر في العمود الأيمن الأقصى للجدول في الجدول الدوري (الشكل 2.5). المجموعة 18 ذرات هيليوم (He) ونيون (Ne) والأرجون (Ar) ملأت جميعها قذائف الإلكترون الخارجية ، مما يجعل من غير الضروري بالنسبة لها مشاركة الإلكترونات مع ذرات أخرى لتحقيق الاستقرار ، فهي مستقرة للغاية كذرات مفردة. أدى عدم تفاعلها إلى تسميتها بالغازات الخاملة (أو الغازات النبيلة). قارن هذا بعناصر المجموعة 1 في العمود الأيسر. تحتوي هذه العناصر ، بما في ذلك الهيدروجين (H) والليثيوم (Li) والصوديوم (Na) ، على إلكترون واحد في غلافها الخارجي. هذا يعني أنه يمكنهم تحقيق تكوين مستقر وقشرة خارجية مملوءة عن طريق التبرع أو مشاركة إلكترون واحد مع ذرة أخرى أو جزيء مثل الماء. سوف يتبرع الهيدروجين أو يشارك الإلكترون الخاص به لتحقيق هذا التكوين ، بينما سيتبرع الليثيوم والصوديوم بإلكترونهما ليصبح مستقرًا. نتيجة لفقدان إلكترون سالب الشحنة ، تصبح أيونات موجبة الشحنة. تحتوي عناصر المجموعة 17 ، بما في ذلك الفلور والكلور ، على سبعة إلكترونات في غلافها الخارجي ، لذا فهي تميل إلى ملء هذه القشرة بإلكترون من ذرات أو جزيئات أخرى ، مما يجعلها أيونات سالبة الشحنة. تحتوي عناصر المجموعة 14 ، والتي يعتبر الكربون أهمها للأنظمة الحية ، على أربعة إلكترونات في غلافها الخارجي مما يسمح لها بإنشاء عدة روابط تساهمية (نناقشها أدناه) مع ذرات أخرى. وبالتالي ، تمثل أعمدة الجدول الدوري الحالة المشتركة المحتملة لقذائف الإلكترون الخارجية لهذه العناصر المسؤولة عن خصائصها الكيميائية المتشابهة.

    المدارات الإلكترونية

    على الرغم من أنه مفيد في شرح التفاعل والترابط الكيميائي لعناصر معينة ، إلا أن نموذج بوهر للذرة لا يعكس بدقة كيفية توزيع الإلكترونات مكانيًا حول النواة. إنها لا تدور حول النواة كما تدور الأرض حول الشمس ، ولكنها توجد في مدارات الإلكترون. تنتج هذه الأشكال المعقدة نسبيًا عن حقيقة أن الإلكترونات لا تتصرف مثل الجسيمات فحسب ، بل تتصرف أيضًا مثل الموجات. يمكن أن تتنبأ المعادلات الرياضية من ميكانيكا الكم والمعروفة باسم وظائف الموجة ضمن مستوى معين من الاحتمال حيث قد يكون الإلكترون في أي وقت معين. المنطقة التي يرجح أن يوجد فيها الإلكترون تسمى المدار.

    تذكر أن نموذج بوهر يصور تكوين غلاف إلكترون للذرة. يوجد داخل كل غلاف إلكتروني قشرة فرعية ، ولكل قشرة فرعية عدد محدد من المدارات التي تحتوي على إلكترونات. في حين أنه من المستحيل حساب مكان وجود الإلكترون بالضبط ، يعرف العلماء أنه على الأرجح يقع داخل مساره المداري. يتم تحديد الأجزاء الفرعية بالحرف s ، ص, د، و F. ال س القشرة الفرعية كروية الشكل ولها مدار واحد. قذيفة رئيسية 1n لها واحدة فقط س المداري ، والذي يمكن أن يحمل إلكترونين. قذيفة رئيسية 2n لها واحدة س و واحد ص تحت القشرة ، ويمكن أن تحمل ما مجموعه ثمانية إلكترونات. ال ص تحتوي الطبقة الفرعية على ثلاثة مدارات على شكل دمبل ، كما هو موضح في الشكل 2.8. قشور فرعية د و F لها أشكال أكثر تعقيدًا وتحتوي على خمسة وسبعة مدارات ، على التوالي. هذه ليست معروضة في الرسم التوضيحي. قذيفة الرئيسية 3n لديها س, ص، و د يمكن أن تحتوي على 18 إلكترونًا. قذيفة الرئيسية 4n لديها س, ص, د و F المدارات ويمكن أن تحمل 32 إلكترونًا. بالابتعاد عن النواة ، يزداد عدد الإلكترونات والمدارات الموجودة في مستويات الطاقة. بالتقدم من ذرة إلى أخرى في الجدول الدوري ، يمكن عمل بنية الإلكترون عن طريق تركيب إلكترون إضافي في المدار التالي المتاح.

    يمكن لأقرب مدار من النواة ، يسمى المدار 1s ، استيعاب ما يصل إلى إلكترونين. هذا المدار يعادل الغلاف الإلكتروني الأعمق لنموذج بوهر للذرة. يطلق عليه 1س مداري لأنه كروي حول النواة. 1س المداري هو أقرب مدار للنواة ، ودائمًا ما يُملأ أولاً ، قبل أن يُملأ أي مدار آخر. يحتوي الهيدروجين على إلكترون واحد ، لذلك فهو يحتوي على بقعة واحدة فقط داخل 1س المداري المحتلة. تم تعيين هذا كـ 1س 1 ، حيث يشير الرقم 1 المرتفع إلى الإلكترون الواحد داخل 1سالمداري. يحتوي الهيليوم على إلكترونين ، لذلك يمكنه ملء 1 تمامًاس المداري بإلكترونيه. تم تعيين هذا كـ 1س 2 ، بالإشارة إلى إلكترونين الهليوم في 1س المداري. في الجدول الدوري ، الشكل 2.5 ، الهيدروجين والهيليوم هما العنصران الوحيدان في الصف الأول (فترة) ، وذلك لأنهما يحتويان على إلكترونات فقط في غلافهما الأول ، 1س المداري. الهيدروجين والهيليوم هما العنصران الوحيدان اللذان يحتويان على 1س ولا توجد مدارات إلكترونية أخرى في الحالة المحايدة كهربائيًا.

    قد تحتوي غلاف الإلكترون الثاني على ثمانية إلكترونات. تحتوي هذه القشرة على شكل كروي آخر س المداري وثلاثة على شكل "الدمبل" صالمدارات ، كل منها يمكن أن يحمل إلكترونين ، كما هو موضح في الشكل 2.8. بعد 1س يملأ المدار ، يتم ملء غلاف الإلكترون الثاني ، أولاً يملأ 2س المداري ثم الثلاثة ص المدارات. عند ملء ص المدارات ، يأخذ كل منها إلكترونًا واحدًا مرة واحدة لكل منهما ص المدار له إلكترون ، يمكن إضافة ثانية. يحتوي الليثيوم (Li) على ثلاثة إلكترونات تشغل الغلافين الأول والثاني. يملأ إلكترونان الرقم 1سالمداري ، ثم يملأ الإلكترون الثالث 2س المداري. تكوين الإلكترون الخاص به هو 1س 2 2س 1. نيون (Ne) ، من ناحية أخرى ، لديه ما مجموعه عشرة إلكترونات: اثنان في أعمق 1س المداري وثماني يملأ غلافه الثاني (اثنان في كل من 2س وثلاثة ص المدارات) وبالتالي ، فهو غاز خامل ومستقر بقوة مثل ذرة واحدة ونادرًا ما تشكل رابطة كيميائية مع ذرات أخرى. العناصر الأكبر لها مدارات إضافية ، تشكل غلاف الإلكترون الثالث. بينما ترتبط مفاهيم الأصداف الإلكترونية والمدارات ارتباطًا وثيقًا ، توفر المدارات تصويرًا أكثر دقة لتكوين الإلكترون للذرة لأن النموذج المداري يحدد الأشكال المختلفة والتوجهات الخاصة لجميع الأماكن التي قد تشغلها الإلكترونات.

    ارتباط بالتعلم

    شاهد هذه الرسوم المتحركة المرئية لترى الترتيب المكاني لـ ص و س المدارات.


    الكهربية هي 2.1 لـ H و 1.8 لـ Si. بناءً على هذه السالبية الكهربية ، يتوقع # SiH_4 #؟

    الجواب هو (ج) لها روابط تساهمية قطبية ذات شحنة سالبة جزئية على ذرات الهيدروجين.

    إذا اتبعت الخيارات المقدمة فقط ، فستكون الإجابة واضحة لأن الاختلاف في الكهربية بين الذرتين هو صغير جدا، مما يلغي إمكانية أن يكون لرابطهم طابع أيوني سائد.

    من أجل أن تعتبر الرابطة أيونية ، يجب أن يكون الفرق في الكهربية بين الذرتين أكبر من 1.7، وهو أمر غير وارد بالنسبة لمثالك.

    ومع ذلك ، هناك مقارنة مثيرة للاهتمام يمكن إجراؤها مع السندات الشهيرة # "C-H" #.

    الفرق في الكهربية لكلتا الرابطة هو تقريبًا 0.3، ولكن السندات # "C-H" # هي اعتبر أن تكون التساهمية غير القطبية، بينما تعتبر الرابطة # "Si-H" # تساهمية قطبية.

    لأن السيليكون هو ذرة أكبر من الكربون ، سيكون لها أيضًا سحابة إلكترونية أكبر. هذا يعني أن لديها أكبر الاستقطاب من الكربون.

    في حالة رابطة # "Si-H" # ، سيسمح ذلك للهيدروجين الأكثر كهرسلبية بتشويه سحابة الإلكترون في السيليكون وإنتاج اثنين رسوم جزئية، أ إيجابي واحد على السيليكون وأ نفي واحد على الهيدروجين.

    نتيجة لذلك ، تعتبر الرابطة بين السيليكون والهيدروجين بالفعل تساهمية قطبية مع شحنة جزئية سالبة على ذرة الهيدروجين.



تعليقات:

  1. Obike

    قلت ذلك بشكل صحيح :)

  2. Stanwick

    رسالة مفيدة جدا

  3. Ariel

    لن يذهب مجانًا.

  4. Kinnon

    يمكنني أن أوصي بزيارتك لموقع يوجد فيه الكثير من المعلومات حول هذا السؤال.

  5. Nijin

    حالة أن يديك!

  6. Kale

    واكر ، يا لها من إجابة ممتازة.



اكتب رسالة