المحتوى
- TL ؛ DR (طويل جدًا ؛ لم يقرأ)
- التركيب الذري
- مستوى الطاقة الخارجي الكامل
- الجدول الدوري
- طاقة التأين
- الإلكترون تقارب
تصنع العناصر من الذرات ، ويحدد تركيب الذرة كيف سيتصرف عند التفاعل مع المواد الكيميائية الأخرى. المفتاح في تحديد كيفية تصرف الذرة في بيئات مختلفة يكمن في ترتيب الإلكترونات داخل الذرة.
TL ؛ DR (طويل جدًا ؛ لم يقرأ)
عندما تتفاعل ذرة ، يمكن أن تكتسب أو تفقد الإلكترونات ، أو يمكنها مشاركة الإلكترونات مع ذرة مجاورة لتشكيل رابطة كيميائية. تحدد السهولة التي يمكن بها للذرة كسب أو فقدان أو مشاركة الإلكترونات تفاعلها.
التركيب الذري
تتكون الذرات من ثلاثة أنواع من الجسيمات دون الذرية: البروتونات والنيوترونات والإلكترونات. يتم تحديد هوية الذرة بواسطة رقم البروتون أو العدد الذري. على سبيل المثال ، يتم تصنيف أي ذرة لها 6 بروتونات على أنها كربون. الذرات عبارة عن كيانات محايدة ، لذا فهي تحتوي دائمًا على أعداد متساوية من البروتونات الموجبة الشحنة والإلكترونات سالبة الشحنة. يقال أن الإلكترونات تدور حول النواة المركزية ، وتوضع في موضعها بواسطة الجذب الكهربائي بين النواة الموجبة الشحنة والإلكترونات نفسها. يتم ترتيب الإلكترونات في مستويات الطاقة أو الأصداف: مناطق محددة من الفضاء حول النواة. تشغل الإلكترونات أدنى مستويات الطاقة المتاحة ، أي الأقرب إلى النواة ، ولكن يمكن أن يحتوي كل مستوى طاقة فقط على عدد محدود من الإلكترونات. موقف الإلكترونات الأبعد هو المفتاح في تحديد سلوك الذرة.
مستوى الطاقة الخارجي الكامل
يتم تحديد عدد الإلكترونات الموجودة في الذرة بواسطة عدد البروتونات. وهذا يعني أن معظم الذرات لديها مستوى طاقة خارجية مملوء جزئيًا. عندما تتفاعل الذرات ، فإنها تميل إلى محاولة تحقيق مستوى طاقة خارجي كامل ، إما عن طريق فقدان الإلكترونات الخارجية ، أو عن طريق الحصول على إلكترونات إضافية أو عن طريق تقاسم الإلكترونات مع ذرة أخرى. هذا يعني أنه من الممكن التنبؤ بسلوك الذرة عن طريق فحص تكوينها الإلكتروني. الغازات النبيلة مثل النيون والأرجون مشهورة بطابعها الخامل: فهي لا تشارك في التفاعلات الكيميائية إلا في ظل ظروف بالغة الشدة حيث يكون لديها بالفعل مستوى طاقة خارجي كامل مستقر.
الجدول الدوري
يتم ترتيب الجدول الدوري للعناصر بحيث يتم تجميع العناصر أو الذرات ذات الخصائص المتشابهة في أعمدة. يحتوي كل عمود أو مجموعة على ذرات بترتيب مماثل للإلكترون. على سبيل المثال ، تحتوي عناصر مثل الصوديوم والبوتاسيوم في العمود الأيسر من الجدول الدوري على إلكترون واحد في أقصى مستوى للطاقة الخارجي. يقال إنها موجودة في المجموعة 1 ، ولأن الإلكترون الخارجي ينجذب بشكل ضعيف فقط إلى النواة ، يمكن ضياعها بسهولة. وهذا يجعل ذرات المجموعة 1 شديدة التفاعل: تفقد بسهولة إلكترونها الخارجي في تفاعلات كيميائية مع ذرات أخرى. وبالمثل ، فإن العناصر في المجموعة 7 لها وظيفة شاغرة واحدة في مستوى الطاقة الخارجية. نظرًا لأن مستويات الطاقة الخارجية الكاملة هي الأكثر ثباتًا ، يمكن لهذه الذرات جذب إلكترون إضافي بسهولة عندما تتفاعل مع مواد أخرى.
طاقة التأين
تعد طاقة التأين (IE) بمثابة مقياس للسهولة التي يمكن بها إزالة الإلكترونات من الذرة. سوف يتفاعل عنصر ذو طاقة تأين منخفضة بسهولة عن طريق فقد إلكترونه الخارجي. تقاس طاقة التأين للإزالة المتعاقبة لكل إلكترون من الذرة. تشير طاقة التأين الأولى إلى الطاقة اللازمة لإزالة الإلكترون الأول ؛ تشير طاقة التأين الثانية إلى الطاقة المطلوبة لإزالة الإلكترون الثاني وما إلى ذلك. من خلال دراسة قيم طاقات التأين المتعاقبة للذرة ، يمكن التنبؤ بسلوكها المحتمل. على سبيل المثال ، يحتوي عنصر المجموعة 2 من الكالسيوم على درجة أولى منخفضة. من 590 كيلوجول لكل مول وجزء منخفض نسبيًا من 1145 كيلوجول لكل مول. ومع ذلك ، فإن الثالث أعلى بكثير عند 4912 كيلوجول لكل مول. هذا يشير إلى أنه عندما يتفاعل الكالسيوم من المحتمل أن تفقد أول إلكترونين يمكن إزالتهما بسهولة.
الإلكترون تقارب
تقارب الإلكترون (Ea) هو مقياس لمدى قدرة الذرة على كسب إلكترونات إضافية. تميل الذرات ذات الارتباطات الإلكترونية المنخفضة إلى أن تكون تفاعلية للغاية ، على سبيل المثال الفلور هو العنصر الأكثر تفاعلية في الجدول الدوري وله تقارب إلكترون منخفض للغاية عند -328 كيلوجول لكل مول. كما هو الحال مع طاقة التأين ، لكل عنصر سلسلة من القيم التي تمثل تقارب الإلكترون لإضافة الإلكترونات الأولى والثانية والثالثة وما إلى ذلك. مرة أخرى ، تشير تقاربات الإلكترون المتعاقبة لعنصر ما إلى كيفية تفاعله.