بحث عن الذرة في الكيمياء

بحث عن الذرة في الكيمياء

تتكون من نواة تحتوي على البروتونات وهي جسيمات موجبة الشحنة، والنيترونات وهي جسيمات متعادلة الشحنة، بينما تدور الإلكترونات سالبة الشحنة في مدارات خاصة بها حول النواة، ويسمى عدد البروتونات في النواة بالعدد الذري، ويتحدد سلوك الذرة الكيميائي بالإلكترونات، فالشكل التفاعلي للذرة وهو الأيون يتكون من فقد الذرة لإلكترون أو اكتسابها لإلكترون، وتصبح بذلك نشطة وباحثة عن الشحنة المعاكسة لها للاتحاد معها.

اكتشافات العلماء حول الذرة

لأن حجم الذرة يصغر حبة الأرز بعشرة ملايين مرة، فجميع الاكتشافات المتعلقة بالذرات إنما تم التوصل إليها بالنظر إلى نتائجها فقط، فوجود نواة تتوسط تم اكتشافه من قبل العالم روذرفورد أحد المعاصرين عن طريق تمرير جزيئات على صفيحة رفيعة من الذهب، لأن مرور بعض الجزيئات في الوقت الذي ارتد فيه بعضها دليل على أنه يوجد جسيم في وسط الذرة هو النواة.

وتم الوصول لتفسير عدم انجذاب الإلكترونات سالبة الشحنة في الذرة للبروتونات موجبة الشحنة وتعادلهما مع بعضهما، بملاحظة علاقة الأرض والشمس، حيث أنه من المفترض أن تجذب الشمس بجاذبيتها العالية الأرض ولكن الأرض لا تسقط في الشمس لأنها متحركة، أي أن دورانها جعلها تقاوم الجاذبية، والأمر نفسه ينطبق على الإلكترونات حول النواة، فحركتها في مدارات يمنع انجذابها للبروتونات وتعادلها، ويمنع أيضاً تنافر الإلكترونات من بعضها، فمن المعروف أن الجسيمات ذات الشحنة المتشابهة تتنافر.

قوانين الذرة

تقدم الصيغة الكيميائية معلومات عن عدد ذرات كل من العناصر المشاركة في التفاعل، وماهيتها، ووجود المواد بنسب معينة في الصيغة يدل على مركب معين، وأي تغير في هذه الصيغة الكيميائية يعني مركباً مختلفاً، وهو ما يُعرف بقانون النسب الثابتة، أما القانون الشهير الذي يليه فهو قانون حفظ الكتلة والذي يضمن أنه في أي تفاعل كيميائي فإن كتلة المواد الداخلة في التفاعل تساوي كتلة المواد الناتجة من التفاعل، وتعبّر طاقة الجزيئات عن حقيقة أن جميع الذرات والجزيئات في حالة حركة دائمة. سواء كانت حركة دورانية أو اهتزازية للجزيئات أو انتقالية للجزيئات والذرات.

وتم الاصطلاح في قياس الذرات على وحدة المول، والتي تساوي 6.02 مضروباً في عشرة مرفوعة إلى الأس ثلاثة وعشرين! أي مائة مليار تريليون من الذرات.

العدد الذري والكتلة الذرية

يكمن الفرق بين الوزن والكتلة في أن وزن المادة هو تقدير للقوة التي تجذبه بها الجاذبية الأرضية، لذلك إذا جربنا قياس وزن المادة في المريخ فسيكون لها وزن مختلف حسب جاذبية المريخ، أما الكتلة فهي قياس المادة عن طريق ميزان ذو كفتين، كفة بها المادة وكفة بها أوزان معلومة إلى أن تتوازن كفتي الميزان فيتم بذلك تحديد كتلة المادة، ولأن كلاً من كفتي الميزان تتأثران بالجاذبية بنفس المقدار فلا تعتبر الجاذبية عاملاً مؤثراً، فلو قيست كتلة المادة في المريخ سيكون لها القياس نفسه.

الجدول الدوري

يقسم الجدول الدوري إلى فلزات ولا فلزات حسب عددها الذري وكتلتها الذرية، فالفلزات تقبل التشكيل، وتوجد في الحالة الصلبة في درجة الحرارة العادية، وتوصل الكهرباء والحرارة، أما اللا فلزات فلا توصل الكهرباء بشكل جيد، أما أشباه الفلزات فتسلك سلوك الفلزات واللا فلزات معاً، ويعتبر السبق العلمي الكبير لمنظم الجدول الدوري العالم مندليف أنه ترك أماكن فارغة لما سيتم اكتشافه من عناصر في المستقبل، والذي حدث أن العلماء قد توصلوا بعده لعناصر تتناسب بخواصها الكيميائية مع الأماكن التي تركها لها!

وترجع الصعوبة التي يجدها بعض الطلاب في فهم وتذكر محتويات الجدول الدوري؛ إلى أن اختصارات بعض العناصر الموجودة فيه لم تؤخذ من اسم العنصر بالإنجليزية وإنما من اسم بديل له، فالصوديوم مثلاً رمز اختصاره Na مأخوذ من اسمه اللاتيني Natrium.

وعادة ما توجد الفلزات بصورة غير نقية مرتبطة بلا فلزات مثل الأكسجين، لذلك تحتاج عملية فصلها أن يتم صهرها مع مادة قادرة على جذب اللافلز منها، لأنها تميل للارتباط به أكثر من ميلها للارتباط بالفلز، كأن تتم إضافة الكربون فيتفاعل مع اللا فلز كالأكسجين مكوناً مادة ثاني أكسيد الكربون التي تتصاعد على شكل غاز، فيبقى الفلز نقياً، ومن هنا أخذت تفاعلات فقد الإلكترونات اسم الأكسدة حتى لو لم يكن الأكسجين موجوداً فيها.

وتوجد تفاعلات الأكسدة وهي فقد الإلكترونات مترافقة مع تفاعلات الاختزال وهي كسب الإلكترونات، فلا يوجد أكسدة دون اختزال، فالإلكترونات المفقودة من مركب أو عنصر ستجد طريقها للاكتساب من مركب أو عنصر آخر، وتعتبر تفاعلات الاحتراق وما ينتج عنها من النار ذات الاستخدامات المتعددة أشهر الأمثلة على تفاعلات الأكسدة.

تفاعلات الذرة

تميل الذرات بشكل عام إلى أن يكون مدارها الأخير ممتلئاً بالإلكترونات، وسواء كان هذا المدار هو المدار الأول والذي يتسع لإلكترونين، أو المدار الثاني والذي يتسع لثمانية إلكترونات فإن الذرة ستفقد أو تكتسب لتكون طبقتها النهائية ممتلئة، ولأن عدد إكترونات المدار الأخير لكل عنصر معلومة، فإن العدد الذي يميل العنصر لفقده أو اكتسابه معروف أيضاً ويسمى بعدد التكافؤ.

ولأن الفقد والاكتساب كلاهما ممكنان يتم اعتماد الأقل لأنه أسهل للذرات، فذرة الصوديوم يمكنها اكتساب سبعة إلكترونات لتكمل الثمانية أو يمكنها أن تفقد إلكترون واحد لتكمل المدار الأول وهو إلكترونين، لذلك يُقال أن عدد تكافؤ الصوديوم +1 أي أنها تميل لفقد إلكترون ولا يُقال أنه -7 لأن فقد إلكترون واحد أسهل من اكتساب سبعة، ويكتب أيون الصوديوم بصورة Na+.

وإذا ما وجد عنصران يملكان عدد تكافؤ متماثل مثل الصوديوم +1 والبوتاسيوم +1 وتم إضافة الكلور الذي يحتاج إلى إلكترون واحد فمن سيختار منهما؟ إن الإجابة على هذا السؤال هي ما يسميه العلماء السالبية الكهربية، وهي مقياس لمدى جاذبية العنصر للإلكترونات، ويعتبر الكلور أكثر العناصر سالبية في الجدول الدوري، وكلما اقتربت العناصر في موقعها من الكلور كانت عالية السالبية، وكلما ابتعدت كانت قليلة السالبية.

المراجع

• و. جراهام ريتشاردز، أسرار الكيمياء، الهيئة المصرية العامة للكتاب.
• كاثي كوب، العلم المذهل للأشياء المألوفة، الهيئة المصرية العامة للكتاب.