شيمي مولکولي

يک تکه اسفنج را مي‌توان در فضاي کوچکتري متراکم کرد. علت تراکم اسفنج اين است که در آن سوراخهاي ريزي وجود دارد، وقتي اسفنج را فشار مي‌دهيم هواي داخل اين سوراخها خارج مي‌شود و ماده جامد اسفنج به هم نزديکتر مي‌گردد. درست مثل زماني که يک تکه اسفنج خيس را فشار مي‌دهيد؛ آب از سوراخهاي اسفنج خارج و اسفنج متراکم مي‌شود. "بويل"، دانشمند انگليسي در سال 1662 ميلادي مقداري جيوه – که فلزي مايع است- را در يک لوله شيشه‌اي پنچ متري ريخت. اين لوله خميده به شکل حرف انگليسي U و يک سمت آن مسدود بود. بويل مشاده کرد که با افزودن جيوه هواي به دام افتاده در سمتي که بسته است، متراکم مي‌شود و فضاي کمتري اشغال مي‌کند. بويل نتيجه گرفت که هوا بايد از ذرات بسيار کوچک، يعني اتمهاي ريز، تشکيل شده باشد. ميان اتم‌ها فضايي است که در آن هيچ چيز نيست. وقتي هوا متراکم مي‌شود، اتم‌ها به هم نزديکتر مي‌شوند. بويل همان سال‌ها در کتابي نوشت: "عنصرها را بايد با آزمايش کشف کرد. شيميدانها بايد بکوشند تا هر چيزي را به مواد ساده‌تر تجزيه کنند، آن ماده يک عنصر است."
دانشمندان بر مبناي اين توصيه بويل، تا اواخر قرن هجدهم حدود 30 عنصر گوناگون کشف کردند و مواد مرکب زيادي را که از اين عناصر ساخته شده بود را بررسي کردند. بسياري از مواد مرکب بررسي شده تا آن زمان از مولکول‌هاي ساده ساخته شده بودند و هر کدام بيش از چند اتم نداشتند. کافي بود فهرستي از انواع گوناگون اتمها تهيه شده و گفته شود که در هر ماده مرکب از هر نوع اتم چند عدد وجود دارد. در سال 1824 ميلادي (1203 شمسي) "يوستون ليبينگ" و "فردريخ وهلر"، شيميدان آلماني درباره دوماده مرکب متفاوت تحقيق مي‌کردند. هريک از آنها براي ماده مرکب خود فرمولي بدست آورد و نشان داد که در آن چه عناصري و از هر عنصر چند اتم وجود دارد. وقتي آنها نتايج کار خود را اعلام کردند معلوم شد که هر دو ماده داراي فرمول يکساني هستند. با اينکه اين دو ماده با هم متفاوت بودند و از هر جهت خواص گوناگوني داشتند، مولکولهاي آنها از عناصر يکسان تشکيل شده و حتي عده اتمهاي هر عنصر در هر دو ماده يکسان بود. به اين ترتيب مشخص شد که تنها جمع کردنِ عده اتمهاي موجود در يک مولکول کافي نيست. و اين اتمها بايد آرايش ويژه‌‌‌اي داشته باشند. بنابراين، آرايش متفاوت سبب تفاوتِ مولکولها مي‌شود و خواص مواد با هم فرق خواهند داشت.
با توجه به اينکه هم مولکولها و هم اتمها به قدري کوچک هستند که ديده نمي‌شوند، شيميدانان چگونه مي توانند نوع آرايش اتم‌ها را در مولکولها بيابند؟
نخستين گام را در اين راه، "ادوارد فرانکلندِ" انگليسي برداشت. او مولکول‌هاي آلي را با برخي از فلزات ترکيب کرد و دريافت که اتمِ يک نوع فلزِ، هميشه با تعداد مشخصي از مولکول‌هاي آلي ترکيب مي‌شود. او نتيجه گرفت که هر اتم توانايي و ظرفيت خاصي براي ترکيب با عناصر ديگر دارد. او اسم اين خصلت را "والانس" گذاشت. "والانس" کلمه‌اي لاتين به معناي "ظرفيت" يا "توانايي" است. براي مثال وقتي مي‌گوييم:"ظرفيت هيدروژن «يک» است"، يعني اتم هيدروژن تنها با يک اتم ديگر مي‌تواند ترکيب شود. ظرفيت اکسيژن «دو»، نيتروژن «سه» و کربن «چهار» است.
اسکات کوپرِ اسکاتلندي، نيز در 1858 ميلادي نظريه "پيوندهاي شيميايي" را مطرح کرد. او معتقد بود که اتمها با "قلاب" يا "پيوند" به يکديگر متصل مي‌شوند و مولکولهاي مختلف را تشکيل مي‌دهند. طبق نظريه او، هر اتم به اندازه "ظرفيت" يا "والانس" خود مي‌تواند با اتمهاي ديگر پيوند بدهد. کوپر همچنين مدلي را براي نشان دادن ساختار مولکول ها پيشنهاد کرد .
استفاده از روش کوپر براي نشان دادن ساختمان مولکول‌هاي کوچک و غير آلي، به راحتي مقدور بود، اما در مورد مولکول‌هاي بزرگتر و مواد مرکب آلي، مشکلاتي وجود داشت که گاه باعث گمراهي مي‌شد. از اينرو "ککوله" تلاش کرد تا مشکل ظرفيت را در موردِ مواد مرکب آلي برطرف کند. "فردريش آگوست ککوله" با توجه به اين مسأله که هر اتم کربن ظرفيت اتصال به چهار اتم ديگر را دارد، توانست مسايل مربوط به تعداد زيادي از مولکول‌ها -که ساختمان آنها تا آن زمان معمّا به نظر مي‌رسيد- را حل کند.
امروزه نيز از همين مدل براي نشان دادن مولکولها و همچنين توضيح خواص آنها استفاده مي‌شود.
اما شيمي‌دانان ها چگونه مي‌توانند بين ساختار مولکول و خواص آن ارتباط برقرار کنند؟
مواد مختلف بسته به اين‌که از چه عناصر تشکيل شده‌اند و داراي چه آرايشي هستند، خواص مختلفي دارند. براي مثال موادي که خاصيت اسيدي از خود نشان مي‌دهند در ساختار مولکولي خود اتم هيدروژني دارند که به اکسيژن متصل است و آن اتم اکسيژن هم با يک عنصر نافلز مانند گوگرد، فسفر و... پيوند دارد. حال اگر به جاي اتم نافلز، يک اتم فلز مانند سديم، کلسيم يا ... قرار گيرد، ترکيب به جاي "خصلت اسيدي"، "خاصيت قليايي" خواهد داشت.
در داروها و مولکول‌هاي بزرگ، خواص ترکيب به عوامل متعددي بستگي دارد. در نانو فناوري که هدف ساختن مولکولي جديد با رفتاري خواص است، يک دانشمند شيمي مولکولي با استفاده از تخصص خود، آرايشي از اتم‌ها را پيشنهاد مي‌کند که خواصيت مورد نظر ما را داشته باشد. از سوي ديگر بايد بدانيم مولکولها صرفاً آنچه ما روي کاغذ رسم مي‌کنيم نيستند. مولکول‌ها داراي بعد هستند و فضا اشغال مي‌کنند.
يک مولکول در فضا آرايشهاي مختلفي را مي‌تواند اختيار کند. درحال حاضر با استفاده از يک سري فنون خاص و به کمک کامپيوتر مي‌توان آرايش‌هاي مختلف را پيش‌بيني کرده و چگونگي قرار گرفتن اتمها را در کنار يکديگر را بررسي کرد. همچنين مي توان حدس زد که هر آرايش مولکولي چه خواصي را موجب مي‌شود. اين کار نيز به واسطه اطلاعاتي که يک دانشمند شيمي مولکولي از مطالعه ساختارهاي مختلف مولکولها بدست آورده است، امکان پذير مي‌باشد.
شاخه‌اي از نانوفناوري که با بهره‌گيري از شيمي مولکولي و روشهاي محاسباتي فيزيکي و مکانيک کوانتومي، آرايشهاي متنوع مولکولها را بررسي مي‌کند را نانوفناوري محاسباتي مي‌نامند .

اتم اوليه

ريشه لغوي و تاريخچه

کلمه اتم از واژه يوناني Atomos به معني (تقسيم‌نا‌پذير) گرفته شده ‌است. اعتبار نخستين نظريه اتمي را بطور معمول از يونانيان باستان مي‌دانند اما ممکن است خاستگاه اين مفهوم در تمدنهاي پيش از يونان باشد. نظريه اتمي (لوسيپوس) و (موکرتيس) که در قرن پنجم قبل از ميلاد مسيح ‌مي‌زيستند مدعي آن است که تقسيم پي‌درپي ماده در نهايت به اتمهايي مي‌رسد که امکان تقسيم بيشتر ندارند.
ارسطو در قرن چهارم قبل از ميلاد مسيح نظريه اتمي را نپذيرفت. او باور داشت که بطور فرضي ماده بي‌پايان به ذرات کوچک و کوچکتر تقسيم مي‌شود. اين نظريه دو هزار سال بصورت انديشه محض باقي ماند. رابرت بويل در سال 1661 و ايزاک نيوتون در سال 1687 وجود اتمها را پذيرفتند.

تاريخچه شناسايي اتم

مواد متنوعي که روزانه در آزمايش و تجربه با آن روبه رو هستيم، متشکل از اتم‌هاي گسسته است. وجود چنين ذراتي براي اولين بار توسط فيلسوفان يوناني مانند دموکريتوس (Democritus) ، لئوسيپوس (Leucippus) و اپيکورينز (Epicureanism) ولي بدون ارائه يک راه حل واقعي براي اثبات آن ، پيشنهاد شد. سپس اين مفهوم مسکوت ماند تا زمانيکه در قرن 18 راجر بسکوويچ (Rudjer Boscovich) آنرا احياء نمود و بعد از آن توسط جان دالتون (John Dalton) در شيمي بکار برده شد.
راجر بوسويچ نظريه خود را بر مبناي مکانيک نيوتني قرارداد و آنرا در سال 1758 تحت عنوان:
Theoria philosophiae naturalis redacta ad unicam legem virium in natura existentium
چاپ نمود.
براساس نظريه بوسويچ ، اتمها نقاط بي‌اسکلتي هستند که بسته به فاصله آنها از يکديگر ، نيروهاي جذب کننده و دفع کننده بر يکديگر وارد مي‌کنند. جان دالتون از نظريه اتمي براي توضيح چگونگي ترکيب گازها در نسبتهاي ساده ، استفاده نمود. در اثر تلاش آمندو آواگادرو (Amendo Avogadro) در قرن 19، دانشمندان توانستند تفاوت ميان اتم‌ها و مولکول‌ها را درک نمايند. در عصر مدرن ، اتم‌ها ، بصورت تجربي مشاهده شدند.

اندازه اتم

اتم‌ها ، از طرق ساده ، قابل تفکيک نيستند، اما باور امروزه بر اين است که اتم از ذرات کوچکتري تشکيل شده است. قطر يک اتم ، معمولا ميان 10pm تا 100pm متفاوت است.

ذرات دروني اتم

در آزمايش‌ها مشخص گرديد که اتم‌ها نيز خود از ذرات کوچکتري ساخته شده‌اند. در مرکز يک هسته کوچک مرکزي مثبت متشکل از ذرات هسته‌اي ( پروتون‌ها و نوترون‌ها ) و بقيه اتم فقط از پوسته‌هاي متموج الکترون تشکيل شده است. معمولا اتم‌هاي با تعداد مساوي الکترون و پروتون ، از نظر الکتريکي خنثي هستند.

طبقه‌بندي اتم‌ها

اتم‌ها عموما برحسب عدد اتمي که متناسب با تعداد پروتون‌هاي آن اتم مي‌باشد، طبقه‌بندي مي‌شوند. براي مثال ، اتم هاي کربن اتم‌هايي هستند که داراي شش پروتون مي‌باشند. تمام اتم‌هاي با عدد اتمي مشابه ، داراي خصوصيات فيزيکي متنوع يکسان بوده و واکنش شيميايي يکسان از خود نشان مي‌دهند. انواع گوناگون اتم‌ها در جدول تناوبي ليست شده‌اند.
اتم‌هاي داراي عدد اتمي يکسان اما با جرم اتمي متفاوت (بعلت تعداد متفاوت نوترون‌هاي آنها) ، ايزوتوپ ناميده مي‌شوند.

مدل هاي اتمي از ابتدا

مروري کوتاه برتاريخچه مدلهاي اتمي از 2500سال پيش تا به حال
مطالعه روي عنصرها به حدود دو هزار پانصد سال پيش بر مي گردد. زماني که تالس فيلسوف يوناني آب راعنصر اصلي سازندهي جهان هستي مي دانست . دويست سال پس از او ارسطو سه عنصر هوا و خاک و آتش را به عنصرپيشنهادي تالس افزود و اين چهار عنصر را عنصرهاي سازندهيکاينات تصورکرد . اين ديدگاه تا دو هزارسال بعد نيز مورد مورد پذيرش بود تا اين که در سال 1661ميلادي رابرت بويل دانشمند انگليسي با انتشار کتابي با عنوان شيمي دان شکاک مفهوم تازه اي از عنصر را معرفي کرد . وي دراين کتاب ضمن معرفي عنصر به عنوان ماده اي که نمي توان ان را به مواد ساده تر تبديل کرد شيمي را علمي تجربي ناميد و از دانشمندان خواست که افزون بر مشاهده کردن انديشيدن و نتيجه گيري کردن که هر سه تنها ابزار يونانيان در مطالعهي طبيعت بود به پژوهش هاي علمي نيز اقدام کنند . توصيه هاي او مورد توجه قرار گرفت و در سال 1803جان دالتون شيمي دان انگليسي با نظريه ياتمي خود گام مهمي براي مطالعه ي ماده و ساختار آن برداشت .دالتون بااستفادهاز واژه ي يوناني اتم به معناي تجزيه نا پذير است ذرهاي سازنده ي عنصرها را توضيح داد . اين ايده که همه ي مواد از ذره هاي کوچک و تجزيه ناپذير ي به نام اتم ساخته شده اند نخستين بار 2500سال پيش توسط دموکريت فيلسوف يوناني مطرح شده بود اما دالتون با اجراي آزمايشهاي بسيار ازنو به ان نتيجه گيري دست يافت . وي نظريه ي اتمي خود را در هفت بند به اين ترتيب بيان کرد :1- ماده از ذرات تجزيه ناپذيري به نام اتم ساخته شده اند .2- همه ياتمهاي يک عنصر مشابه يک ديگرند .3- اتم ها نه بوجود مي ايند و نه از بين مي روند .4- همه ي اتمهاي يک عنصر جرم يکسا ن و خواص شيميايي مشابه اي دارند .5- اتمهاي عنصرهاي مختلف به هم متصل ميشوند و مولکولها رابه وجود مي اورند .6- در هر مولکول از يک ترکيب معين همواره نوع و تعدادنسبي اتمهاي سازنده ي آن يکسان است.7- واکنشهاي شيميايي شامل جابجايي اتمها يا تغيير در شيوه ي اتصال انها در مولکولهاست .در اين واکنش اتم ها خود تغييري نمي کنند .الکترون نخستين ذره ي زيراتمي شناخته شدهپس از کشف الکتريسيته ي ساکن يا مالشي در آغاز قرن نوزدهم ميلادي به اين نکته پي برده شدکه بارهاي الکتريکي مثبت يا منفي ايجاد شده به هنگام ماليدن يک جسم روي جسم ديگر از جايي نمي ايندو پيدايش آنها به خود ماده و شايد به اتمهاي سازنده ي ان مربوط ميشود.
.مايکل فارادي دانشمند معروف انگليسي مشاهده کرد که به هنگام عبور جريان برق از ميان محلول يک ترکيب شيميايي فلزکار(برق کافت) يک واکنش شيميايي در ان به وقوع مي پيوندد .فيزيک دان ها راي توجيه اين مطلب ذره اي بنيادي پيشنهاد کردند و ان را الکترون ناميدنداما درآ زمان به وجود رابطه ميان اتم و الکترون پي برده نشد . و بعد از ان تا مسون با آزمايش هوشمندانه اي به نتايج جالبي دست يافت که به اين شرح مي باشند :1- پرتو هاي کاتدي (مانند نور) به خط راست حرکت ميکنند . چون اگر در مسير پرتو هاي کاتدييک جسم را قرار دهيم سايه ي ان جسم در انتهاي لوله مشاهده مي شود.2- پرتو هاي اتدي به هنگام عبور گاز رقيق درون لوله را ملتهب مي سازد . پر تو هاي کاتديضمن عبور از لوله بخشي از انرژي خود را به اتمهاي گازي داخل لوله منتقل ميکنند و اتمهاي گازيپرانرژي ميشوند اين اتمها ي گازي پرانرژي انرژي خود را بصو رت ور به ما پس مي دهند .3- پر تو هاي کاتدي داراي بار الکتريکي منفي هستند اگر در مسير پرتو هاي کا تدييک ميدانالکتريکي قرار دهيم پرتو هاي آندي سمت قطب مثبت منحرف ميشوند بنابر اين داراي بارالکتريکيمنفي هستند .همه ي مواد داراي الکترون هستند . جنس کاتد هر چه باشد پرتو ايي باخواص يکسان توليد ميشودبنابراين پرتوهاي کاتدي به نوع کاتد بستگي ندارد و اين پرتوهابايد از چيزي ساخته شده باشند که در همه يمواد مشترک باشند اين ذرات داراي بار منفي تامسون بعد ها الکترون نام گرفت .در حالي که تامسون مشغول مطالعه بر روي پرتوهاي کاتدي بود کشف بسيار مهمي در فرانسهبه وقوع پيوست .در سال 1896هانري بکرل فيزيکداني که روي خاصيت فسفرسانس مواد شيميايي کار مي کردبه طور تصادفي با پديده ي جالبي به قرار زير مواجه شد :هانري با علا قه مندي کار پدرش را- که روي مواد فسفر سانس کار مي کرد- دنبال مي کرد . درآن زمان هانري با خواندن مقاله اي درمورد شيوه ي توليد پرتوهايxکه به تازگي توسط رونتگن کشف شده بود در اين انديشه فرو رفت که شايد مواد داراي خاصيت فلوئورسانس يا فسفرسانس نيز هنگام نور افشاني چنين پرتوي مرموزي را تابش ميکنند . از اين رو برآن شدکه ترکيب هايي برگزيند و در اين باره به تحقيق بپردازد . او براي اين کار بلورهاي ماده اي را براي مدتي در برابر نور خورشيد قرار مي داد وبي درنگ در محيطي تاريک روي يک فيلم خام عکاسي ميگذاشت که درون يک پاکت کاغذي تيره بود .پس از چند دقيقه فيلم را برداشته ظاهر ميکرد و از روي ميزان وضوح تصوير شدت تابش ان ماده را اندازه ميگرفت .
روز چهار شنبه 26فوريه 1896هانري در ادامه ي آزمايش ها يش روي مواد فسفر سانس طبيعي ترکيبهاي اورانيم دار پدرش دو قطعه از بلورهاي يکي از اين ترکيب ها را برداشت و همه ي وسايل کار خود را اماده کرد . اما از ان جا که هواي شهر پاريس کاملا ًابري بود از انجام ازمايش چشم پوشي کردو دو قطعه بلور را همراه با فيلم خام عکاسي در کشوي ميز خود گذاشت و چند ساعتي به مطالعه پرداخت .عصر نيز زودتر از هميشه آزمايشگاه را به قصد خانه ترک کرد . وضعيت هوا چند روزي به همين منوال بود وتعطيلات اخرهفته نيز کار را بيشتر به تعويق انداخت .
بامداد روز دوشنبه اول مارس هنگامي که هانري به آزمايشگاه خود پانهاد يک باره به يادبلورهاي درون کشوي ميز خود افتاد . باعجله سراغ آنهارفت و تصميم گرفت فيلم درون کشو را ظاهر کند .او با کنجکاوي فيلم را به تاريک خانه برد وان را در محلول ظهور عکس قرار داد . پس از چند دقيقه هيجان زده از تاريک خانه بيرون امد پشت ميز کار خود نشست و عبارت زير را نوشت : « دوشنبه اول مارس ساعت 40/9 نتيجه ي آزمايش روي نمونه ي شماره ي سيزده : با اينکه آزمايشهايم روي موادفسفر سانس نشان داده بود که همواره وضوح تصوير پس از چند ثانيه به شدت کاهش مي يابد اما در اين آزمايش برخلاف انتظارم پس از اين مدت حضور در تاريکي ايجاد تصويري بااين وضوح شگفت انگيز به نظر مي رسد . نميدانم چرا؟ اما فکر مي کنم که پديده ي تازهاي را کشف کرده ام . »هانري با مشاهده ي موضوع زير نتيجه گرفت که پديده ي تازه اي را کشف کرده است :هانري انتظار داشت اثرات بسيار کمي را بر فيلم عکاسي مشاهده کند اما در کمال تعجب اثراتبسيار شديدي را مشاهده کرد بنابراين به اين نتيجه رسيد که اين پرتوها مربوط به فسفر سانس نيست ضمنا ًاين پرتوها اشعه x نيز نبودند چون براي توليد اشعه ي x نياز به پرتوي کاتدي داريمبنابراين هانري به اين نتيجه رسيد که پرتوهاي جديدي را کشف کرده است "

ساده‌ترين اتم

ساده‌ترين اتم ، اتم هيدروژن است که عدد اتمي يک دارد و داراي يک پروتون و يک الکترون مي‌باشد. اين اتم در بررسي موضوعات علمي ، خصوصا در اوايل شکل‌گيري نظريه کوانتوم ، بسيار مورد علاقه بوده است.

نوترون

تاريخچه

از آنجا که اتمها از نظر الکتريکي خنثي هستند، تعداد الکترونها و پروتونها در هر اتم بايستي برابر باشند. براي توجيه جرم کل اتمها ، ارنست رادرفورد در 1920 وجود ذراتي بدون بار را در هسته اتم مسلم دانست. چون اين ذرات بدون بارند، تشخيص و تعيين خواص آنها مشکل است.
ولي در 1932 جيمز چادويک نتيجه کارهاي خود را درباره اثبات وجود اين ذرات که نوترون (از واژه لاتين به معناي خنثي) ناميده مي‌شوند، منتشر کرد. او توانست با استفاده از داده هاي بدست آمده از بعضي از واکنشهاي هسته‌اي مولد نوترون ، جرم نوترون را محاسبه کند. چادويک با در نظر گرفتن جرم و انرژي تمامي ذراتي که در اين واکنشها مصرف و توليد مي‌شوند، جرم نوترون را محاسبه کرد. جرم نوترون 24-10×6749/1 g است که اندکي بيش از جرم پروتون (24-10×6726/1 گرم) مي‌باشد.

معادله واکنش نوتروني

گسيل نوترون براي اولين بار در سال 1932 در ضمن بمباران بريليم با ذرات ‏آشکار شد. درنتيجه گيراندازي ذره آلفا توسط هسته بريليم ، هسته کربن ‏تشکيل و نوترون گسيل شد. بعدها شمار زيادي ‏واکنشهاي هسته‌اي کشف شد که نوترون آزاد مي‌کردند.

انواع نوترون‏

نوترونهاي سرد
نوترونهاي کند نوترونهاي حرارتي
نوترونهاي تند نوترونهاي سريع
نوترونهاي فوق سريع نوترونهاي نسبيتي

چشمه توليد نوترون

براي بدست آوردن نوترون مثل سابق واکنش ذره آلفا با بريليم معمول ‏است. حتي اکنون نيز آمپولهاي محتوي آميزه اي از ماده پرتوزاي آلفا و گرد ‏بريليم بعنوان چشمه تراکم نوترون بکار مي‌رود. چنين چشمه نوتروني ‏را در نزديکي اتاقک ابر ويلسون در حال کار قرار مي‌دهيم که در آن لايه ‏نازکي از ماده محتوي هيدروژن مثلاً پارافين قراردارد.
روي عکسي که از اين اتاقک گرفته شود، ردهايي مشاهده مي‌شود که از ‏اين لايه خارج مي‌شوند. چنانکه مي‌توان از روي جنس يونش پي برد که ‏اينها ردهاي پروتون هستند. تمام ردها به طرف جلو هستند. آنها با پرتونهايي ‏ايجاد شده‌اند که بعلت برخورد نوترونهاي تند گسيل شده از چشمه از ‏لايه خارج شده اند. خود نوترونها که از اتاقک مي‌گذرند ردي ندارند.
بنابراين ، نوترونها يونش ‏قابل ملاحظه‌اي توليد نمي‌کنند، يعني برخلاف ذرات باردار آنها با الکترونها ‏عملاً اندر کنش ندارند. نوترونها با گذر از ميان ماده فقط با هسته هاي اتمي ‏اندرکنش مي‌کنند. ولي نظر به اينکه اندازه هسته‌ها خيلي کوچک است، ‏برخورد نوترونها با آنها خيلي بندرت صورت مي‌گيرد.

آشکارسازي باريکه نوتروني

براي اينکه نوترون يک ذره خنثي مي‌باشد، از مکانيزمهاي آشکارسازي ذرات باردار نمي‌توان براي آشکار سازي نوترون استفاده کرد. اخيرا دانشمندان بکمک آشکارسازهاي کوانتومي ، تداخل سنجهاي نوتروني ، اسپکترومتر جرمي کوانتومي ، برخوردهاي ذرات بنيادي ، بمباران نوتروني مواد و نيز واکنشهاي هسته‌اي از جمله واکنش زنجيري شکافت نوترونها را آشکارسازي نموده اند.

پروتون

مقدمه

اتم هيدروژن در واقع حالت مقيد يک الکترون و يک پروتون است. هسته اتمي عناصر ديگر از پروتونها و نوترونهايي تشکيل مي‌شود که با برهمکنشي قوي در قيد يکديگرند. پروتونهاي آزاد را مي‌توان هم در پرتوهاي کيهاني يافت و هم با شتاب دهنده‌هاي ذرات توليد کرد. در آزمايشهاي ويلهلم وين در سال 1898 و آزمايشهاي متأخر جوزف تامسون در سال 1910، در ميان ذرات يافت شده در جريانهاي گازي يونيده ، ذره آلي با بار مثبت شناسايي شد که جرم آن تقريبا با جرم اتم هيدروژن بود.
در سال 1911 ارنست رادرفورد، در آزمايشهايي که در آنها که نيتروژن با ذرات آلفا بمباران مي شد، دوباره با چنين ذرات باردار مثبتي روبرو شد و آنرا به عنوان هسته هيدروژن شناسايي کرد. تا سال 1920، او به اين نتيجه رسيده بود که اين ذره ، ذره بنيادي است و با توجه به اين که واژه "protos" ، در زبان يوناني به معني نخستين است، آنرا پروتون ناميد تا موقعيت اوليه در خور اهميت آن را در ميان هسته‌هاي اتمي عناصر نشان دهد.

جرم پروتون

جرم پروتون برابر است با mp = 938.272 MeV/C2 = 1.6726X10-27 Kg جرم پروتون 1836 برابر جرم الکترون است. براي مشاهده واپاشي پروتون به ذرات سبکتر ، جستجوي تجربي فراواني انجام شده ، ولي تا به حال نتيجه‌اي حاصل نشده است. مستقل از مد واپاشي ، حد پايين طول عمر ميانگين پروتون ، ? ، را مي توان حدود 1025 سال دانست. عمر ميانگين پروتون در بعضي از مدهاي واپاشي خاص به حد بالاتري مي‌رسد، براي مثال در واپاشي p ? e+ + ?0 مقدار ? بزرگتر از 1032 سال است.

بار الکتريکي

بار الکتريکي پروتون مثبت است. اين بار در مقايسه با بار الکترون مقداري مساوي و علامتي مخالف دارد. qp = -qe = -e شواهد تجربي نشان مي‌دهد که ماده (از لحاظ بار الکتريبکي) خمثي است و در آن lim (|qp + qe|/e)<1021 است. حد گشت و در دو قطبي الکتريکي پروتون ، dp ، کمتر از 7-10 emf است (1fm = 10-15m) ، و ميانگين مربعي شعاع بار پروتون که در آزمايشهاي پراکندگي الکترون از پروتون بدست مي‌آيد، در حدود 0.72fm2 است. پروتون داراي تکانه زوايه اي h/2 ، پاريته مثبت و گشتاور مغناطيسي 2.792847µN است (µN مگنتون هسته‌اي است).
µN = eh/2mpc = 0.1050 efm = 3.152X10-14MeV/T-1
نوترون ذره‌اي است که ساختارش شباهتهاي فراواني به ساختار پروتون دارد. تشابه جرم پروتونم و نوترونها ، در کنار يکسان بودن تکانه زاويه‌اي (اسپين) هر ذره يکساني تقريبي برهمکنشي قوي ميان پروتونها و برهمکنش قوي ميان نوترونها ، به معني مفهوم ايزوسپين منجر مي‌شود. پروتون و نوترون را مشترکا نوکلئون مي‌نامند. نوکلئون به دسته ذراتي که باريون ناميده مي‌شود تعلق دارد. باريون تکانه زاويه‌اي نيمه صحيح (با يکاي h) دارد. نوکلئون سبکترين باريون است.

پاد پروتون (ضد پروتون)

پروتون پاد ذره‌اي به نام پاد پروتون دارد. پاد پروتون را اوئن چمبرلين ، اميليو سگره ، کلايد ويگاند و توماس يسپسيلانتيس در سال 1955 ميلادي ، با استفاده از بواترون در آزمايشگاه تابش برکلي ، کشف کردند. پس از مدت زمان کوتاهي ، پاد نوترون نيز با استفاده از همين بواترون کشف شد.

ترتيب در هسته اتم

هسته هر اتمي از پروتونها و نوترونها (يا نوکلئونها) تشکيل مي‌شود. و اين نوکلئونها از طريق برهمکنش قوي با يکديگر پيوند دارند. ترکيب پروتونها و نوترونها در هر هسته معين بصورت A Z نشان داده ني شود که در آن ، A = Z+N است ، N و Z به ترتيب تعداد نوترونها و تعداد پروتونها است. تعداد پروتونها در هسته ، تعيين کننده تعداد الکترونهاي اتم و در نتيجه تعيين کننده ويژگيهاي اتمي (يا شيميايي) است. در نمايش A Z ، علامت Z را اغلب با نماد شيميايي اتم جايگزين مي‌کنند.

ايزوتوپها

ايزوتوپها هسته‌هايي هستند که تعداد پروتونهاي آنها باهم برابر ، ولي تعداد نوترونهايشان باهم متفاوت است. براي مثال ، ايزوتوپهاي پايدار کلسيوم (Z = 20) عبارتند از: 48Ca ، 46Ca ، 44Ca ، 42Ca ، 40Ca. براي پايدارترين ايزوتوپهاي عناصر سبک داريم : Z < N ، که اين امر به دليل قويتربودن برهمکنش پروتون - نوترون در مقايسه با برهمکنش پروتون - پروتون و نوترون - نوترون و همچنين به دليل اين است که انرژي جنبشي براي N = Z کمينه مي‌شود. براي عناصر سنگينتر ، تأثير دافعه کولني بين پروتونها بطور نسبي مهمتر مي‌شود و در نتيجه در پايدارترين ايزوتوپ داريم: N > Z.
خواص نوکلئونها در برقراري قوانين پايستگي و تعيين دقت آنها حائز اهميت است. پايداري پروتون ، به مفهوم باريون منجر مي‌شود. به نوکلئون و الکترون ، به ترتيب عددهاي بار Bn = 1 و Bn = 0 نسبت مي‌دهند. قاعده پايستگي عدد بار يوني ، همراه با اين واقعيت که پروتون سبکترين باريون است، مانع از واپاشي پروتون مي‌شود. با اين همه نظريه وحدت بزرگ (GUT) پيش بيني مي‌کند که بوزونهاي پيمانه‌اي ابر سنگيني وجود دارند که در برهمکنش آنها ناپايستگي باريونها مجاز است، در نتيجه پروتون مي‌تواند واپاشيده شود. حد تجربي طول عمر پروتون ، اين مدلها را به شدت مقيد مي‌کند. برعکس الکترونها ، نوکلئونها ذرات بنيادي هستند.

کاربرد

براي مطالعه ساختار دروني پروتون و توليد ذرات جديد ، پروتون را تا انرژي حدود 106 Mev (معادل 1TeV) شتاب مي‌دهند تا با الکترونها ، پروتونها يا هسته‌ها برخورد کند. پروتونهاي شتابدار ، مستقيما از طريق نوترونهايي که در واکنشهاي بعدي توليد مي‌شوند. براي نابود کردن بافتهاي سرطاني نيز مورد استفاده قرار مي‌گيرند. پروتونها ، بخش اصلي پروتونهاي کيهاني را تشکيل مي‌دهند. پروتونهاي با انرژي بسيار زياد ، وقتي که وارد لايه بالايي جو مي‌شوند، سرانجام در برخورد با هسته‌ها ، رگباري ذره‌اي پديد مي‌آورند که چون به زمين مي‌رسند بطور تجربي قابل آشکار سازي هستند.

هسته اتم

پرتوزايي طبيعي

بعضي از اتم‌ها مجموعه ناپايداري از ذرات بنيادي هستند. اين اتم‌ها خود بخود پرتوهايي گسيل مي‌دارند و به اتمهاي ديگر با هويت شيميايي متفاوت تبديل مي‌شوند. اين فرايند که پرتوزايي ناميده مي‌شود که در سال 1896 بوسيله هانري بکرل کشف شد. در سالهاي بعد ارنست رادرفورد ماهيت سه نوع پرتو گسيل يافته از مواد پرتوزاي موجود در طبيعت را توضيح داد. اين سه نوع پرتو با سه حرف نخستين الفباي يوناني آلفا (?) ، بتا (?) و گاما (?) مشخص مي‌شوند.
تابش آلفا مرکب از ذراتي است که بار +2 و جرمي تقريبا برابر پروتون دارند. اين ذرات آلفا با سرعتي حدود km/s 16000 از ماده پرتوزا بيرون مي‌جهند. نخستين بار که ذرات ? مورد مطالعه قرار گرفتند نوترون هنوز کشف نشده بود. امروزه ما مي‌دانيم که ذره آلفا مرکب از دو پروتون و دو نوترون است.
تابش بتا مرکب از جرياني از الکترونهاست که تقريبا با سرعت km/s 130000 سير مي‌کنند.
تابش گاما اصولا صورتي از نور با انرژي بسيار زياد است. پرتوهاي گاما بدون بار و شبيه پرتوهاي ايکس‌اند.

مدل اتمي رادرفورد

رادرفورد در سال 1911 نتايجي از آزمايشهاي خود را که در آنها از ذرات آلفا براي پژوهش در ساختار اتم استفاده شده بود منتشر کرد. آزمايش از اين قرار بود که باريکه‌اي از ذرات ? به ورقه بسيار باريکي به ضخامت cm 0.0004 از طلا ، نقره يا مس تابانده شد. اکثر ذرات ? بطور مستقيم از ورقه بيرون رفتند ولي بعضي از آنها از مسير مستقيم منحرف شده و معدودي بطرف منبع خود بازگشتند. رادرفورد نتايج اين آزمايشها را با طرح اين فرض که هر اتم مرکب از دو بخش است توضيح داد:
يک هسته در مرکز اتم وجود دارد. بيشترين جرم و تمام بار مثبت اتم در هسته متمرکز است. اکنون باور ما اين است که هسته شامل پروتونها و نوترونهايي است که بر روي هم جرم هسته را در بر دارند و بار هسته ناشي از پروتونهاي هسته است.
الکترونها که بيشترين حجم اتم را اشغال مي‌کنند خارج هسته هستند و به سرعت دور هسته حرکت مي‌کنند. چون يک اتم از لحاظ الکتريکي خنثي است بار مثبت کل هسته (که ناشي از پروتونهاي آن است) برابر بار منفي همه الکترونهاي اتم است. بنابراين عده الکترونها با عده پروتونها برابر است.

اسپين الکترون

لکترون در اتم ، علاوه بر اين که تحت تاثير نيروي جاذبه هسته ، به دور آن مي‌‌چرخد، داراي يک حرکت چرخشي به دور خود نيز مي‌‌باشد. اين نوع چرخش را اصطلاحا اسپين الکترون مي‌‌گويند. «اسپين» واژه انگليسي (Spin) است که به معناي چرخش مي‌‌باشد.

مقدمه

مي‌‌دانيم که کره زمين داراي دو نوع حرکت وضعي و انتقالي است. حرکت انتقالي آن به دور خورشيد بوده و حرکت وضعي به دور خودش مي‌‌باشد. هر يک از اين دو نوع حرکت ، داراي اندازه حرکت زاويه‌اي مخصوص به خود هستند که در مورد حرکت انتقالي ، اندازه حرکت زاويه‌اي مداري و در مورد حرکت وضعي ، اندازه حرکت زاويه‌اي اسپيني مي‌‌گويند، بديهي است که اندازه حرکت زاويه‌اي کل برابر با مجموع اين دو اندازه حرکت است.
اگر مدلي را در نظر بگيريم که زمين فقط يک نقطه مادي باشد، انتساب تکانه زاويه‌اي به آن بي‌معني خواهد بود، اما در مدل ديگري که زمين را با ابعاد محدود در نظر مي‌‌گيريم، وجود اندازه حرکت زاويه‌اي اسپيني نيز امکان پذير است. لذا اگر اين قضيه را در مورد مدل اتمي ‌بوهر بکار ببريم، با اين فرض که الکترون يک بار نقطه‌اي نبوده، بلکه يک کره کوچک فرض شود، در اين صورت الکترون علاوه بر اندازه حرکت زاويه‌اي مداري داراي اندازه حرکت زاويه‌اي اسپيني نيز خواهد بود.

تائيد تجربي اسپين الکترون

از آن جا که کره مفروض باردار (يعني الکترون) داراي حرکت است، لذا حرکت چرخشي آن معادل حلقه جرياني است که گشتاور مغناطيسي خاص خود را نيز دارد. اگر واقعا چنين گشتاور مغناطيسيي وجود داشته باشد، بايد با ميدان برهمکنش داشته و انرژي برهمکنشي نظير اين گشتاور مغناطيسي وجود داشته باشد. اين اثرها غير از برهمکنش گشتاور مغناطيسي مداري با ميدان مغناطيسي خارجي است.
بنابراين بايد جابجايي در ترازهاي انرژي اتمها و نيز در طول موج خطوط طيفي که از اتمها گسيل مي‌‌شود، ظاهر شود که مربوط به اسپين الکترون باشد. در طيف سنجهاي دقيق چنين جابجائي‌هايي ديده شده‌اند. اين نوع آزمايشها و نيز شواهد تجربي ديگر نشان مي‌‌دهند که الکترون ، تکانه زاويه‌اي و گشتاور مغناطيسي دارد که به حرکت آن بر مدار پيرامون هسته مربوط نبوده، بلکه به ذات ذره مربوط است.

ويژگيهاي اندازه حرکت زاويه‌اي اسپيني

تکانه زاويه‌اي يا اندازه حرکت زاويه‌اي اسپيني الکترون را با S نشان مي‌‌دهند. مانند اندازه حرکت زاويه‌اي مداري ، اين کميت نيز کوانتيده است. بنابراين در ميدان مغناطيسي ، S هر جهتي را اختيار نمي‌‌کند و فقط مجاز است در جهتهايي قرار گيرد که مولفه آن در امتداد ميدان مغناطيسي (اگر ميدان مغناطيسي در جهت z فرض شود) ، مضرب 2/1 از ? باشد. يعني:
تفاوت بارز مولفه S_z با مولفه z انداه حرکت زاويه‌اي مداري ، در اين است که اندازه حرکت زاويه‌اي مداري برخلاف S_z مضرب صحيحي از ? است.

اسپين الکترون در مکانيک کوانتومي

در مکانيک کوانتومي ‌که تابع موج جانشين مدارهاي بوهر مي‌‌شود، ارائه تصويري از چرخش الکترون غير ممکن است. اگر توابع موج الکترون را مانند توده‌هاي ابري تصور کنيم که پيرامون هسته قرار گرفته‌اند، مي‌‌توان تعداد بي‌شماري پيکان بسيار کوچک را در نظر مجسم کرد که در درون توده ابري پراکنده‌اند و همگي در يک راستا ، z+ يا z- ، امتداد دارند. البته آنچه گفته شد يک تصور خيالي است و اميدي به ديدن ساختار اتمي ‌وجود ندارد. چون ابعاد آن هزاران مرتبه از طول موجهاي نور کوچکتر است. همچنين برهمکنش فوتونها با اتم ، ساختاري را که ديدن آن مورد نظر است، بشدت تغيير مي‌‌دهد.
در هر حال ، مفهوم اسپين الکترون با آزمايشهاي متعدد تجربي مورد تائيد قرار گرفته است و در مکانيک کوانتومي ‌براي مشخص کردن عدد کوانتومي ‌جديد به نام عدد کوانتومي ‌اسپيني الکترون در نظر گرفته مي‌‌شود. همان گونه که اشاره کرديم، اين عدد کوانتومي ‌‌فقط مي‌‌تواند مقادير \pm 1/2 را به خود بگيرد.

ساختار ريز

شکافت تراز انرژي در اثر گشتاور مغناطيسي اسپين الکترون در نبود ميدان خارجي را جفت شدگي اسپين مدار مي‌‌نامند. چون اسپين الکترون با ميدان مغناطيسي ناشي از اندازه حرکت زاويه‌اي مداري (حرکت الکترون پيرامون هسته) برهمکنش مي‌‌کند. در مکانيک کوانتومي ‌با استفاده از حل معادله شرودينگر مقدار اين شکافتگي را مي‌‌توان تعيين نمود. شکافتگي‌هايي را که از اين نوع برهمکنش مغناطيسي در خطوط طيف مربوط به اتمهاي مختلف ايجاد مي‌‌شوند، در مجموع ساختار ريز مي‌‌گويند.
البته شکافتگي‌هاي به مراتب کوچکتر ديگري نيز وجود دارند که حاصل برهمکنش گشتاور مغناطيسي هسته با تکانه زاويه‌اي مداري و اسپين الکترون هستند و ساختار فوق ريز نام دارد.

الکترون خواهي

مقدار انرژي که در فرايند افزايش يک الکترون به يک اتم منفرد گازي شکل در حالت پايه مبادله مي‌شود، اولين الکترون خواهي آن اتم مي‌نامند
(A(g) + e- ? A-(g
ارتباط الکترون خواهي با انرژي يونش الکترون خواهي يا آفينيته مربوط به فرآيندي است که در آن ، از اتم خنثي يک يون منفي (از طريق بدست آوردن الکترون) بوجود مي‌آيد. در حاليکه انرژي يونش مربوط به فرآيند توليد يک يون مثبت از اتم خنثي بسبب از دست دادن الکترون است.

علامت قراردادي الکترون خواهي

در فرآيند الکترون خواهي معمولا (ولي نه هميشه) انرژي آزاد مي‌شود. اولين الکترون خواهي بيشتر عناصر ، علامت منفي دارد. بعنوان مثال ، الکترون خواهي فلوئور برابر است با 328Kj/mol- اولين الکترون خواهي و اما براي برخي عناصر مقدار آن مثبت است. مثلا براي نئون عبارت است از 29Kj/mol اولين الکترون خواهي. علامت مثبت براي الکترون خواهي نشانه آن است که براي تحميل يک الکترون به اتم مربوط بايد کار انجام شود، (يعني سيستم انرژي جذب کند) تا اتم مورد نظر قادر به جذب الکترون اضافي شود.

علت آزاد شدن انرژي يا جذب انرژي توسط اتم در الکترون خواهي

الکتروني که به اتم خنثي نزديک مي‌شود، از سوي هسته مثبت اتم جذب مي‌شود. اما از سوي الکترونهاي منفي آن دفع مي‌گردد. اگر جاذبه بيش از دافعه باشد، وقتي يون منفي بوجود مي‌آيد، انرژي آزاد مي‌شود. برعکس اگر دافعه بيش از جاذبه باشد، براي تشکيل يون منفي بايد به سيستم انرژي داده شود.

تغييرات الکترون خواهي در يک تناوب از جدول تناوبي

قاعدتا يک اتم کوچک بايد تمايل بيشتري براي بدست آوردن الکترون از خود نشان دهد تا يک اتم بزرگ، زيرا الکترون افزوده شده به يک اتم کوچک ، بطور متوسط به هسته مثبت نزديکتر خواهد بود. با توجه به اينکه شعاع اتمي عناصر از يک تناوب از چپ به راست کوچکتر و بار مثبت هسته در همان جهت افزايش مي‌يابد، بايد انتظار داشت که الکترون خواهي عناصر مربوط ، از چپ به راست در يک تناوب ، مقادير منفي بيشتري نشان دهد.

موارد استثنايي

مواردي که عناصر از تعميم بالا تبعيت نمي‌کنند، بايد مورد توجه قرار گيرند. مثلا در دوره دوم مقدار الکترون خواهي بريليوم (داراي پوسته فرعي 2s پر شده) ، نيتروژن (داراي پوسته فرعي 2p نيمه پر شده ) و نئون (با تمام پوسته‌هاي فرعي پر شده) از قاعده بالا پيروي نمي‌کنند. اين عناصر ، آرايش الکتروني نسبتا پايدار دارند و به آساني الکترون اضافي نمي‌پذيرند.
موارد استثنايي همانند را مي‌توان در مورد عناصر مشابه به دوره‌هاي ديگر نيز مشاهده کرد. در هر دوره ، بيشترين تمايل پذيرش الکترون (الکترون خواهي بزرگتر با علامت منفي) در عنصر عضو گروه VIIIA ديده مي‌شود. آرايش الکتروني همه اينها از آرايش گاز نجيب يک الکترون کم دارد.

تغييرات الکترون خواهي در يک گروه از جدول تناوبي

در اين مورد ، براي تمام گروهها ، نمي‌توان الگوي واحد پيدا کرد. در مورد عناصر گروه VIIIA الکترون خواهي فلوئور ظاهراً غير عادي است.حجم اتم فلوئور از بقيه عناصر گروه کوچکتر است و مي‌توان انتظار داشت که بر اثر جذب الکترون ، بيشترين انرژي را آزاد کند. اما در حالي‌که الکترون افزوده شده به اتم کوچک بشدت توسط هسته ، جذب مي‌شود. به همان ترتيب نيز از سوي بقيه الکترونهاي موجود در اتم بشدت دفع مي‌شود.
زيرا هرچه حجم کوچکتر باشد، چگالي بار الکترونهاي والانس نيز بيشتر خواهد بود. اعتقاد بر اين است که در اتم فلوئور اين اثر دافعه اثر جاذبه قوي ناشي از کوچکي اتم را تا حدي خنثي مي‌کند.

دومين الکترون خواهي

اين فرآيند ، فرآيندي است که در آن يک الکترون به يک يون منفي افزوده مي‌شود. براي نمونه در مورد اکسيژن برابر است با 845Kj/mol+ =دومين الکترون خواهي. از آنجا که يک يون منفي و يک الکترون يکديگر را دفع مي‌کنند، در فرآيند افزودن يک الکترون به يک يون منفي نه‌تنها انرژي آزاد نمي‌شود بلکه انجام فرآيند انرژي گير است و دومين الکترون خواهي تمامي عناصر ، مقدار مثبت دارد.
انرژي تبادل شده در فرآيند توليد يون انرژي تبادل شده در فرآيند توليد يوني که دو يا چند بار منفي دارد، حاصل جمع جبري تمام الکترون خواهي مربوط است. اين حاصل جمع براي تمام يونهاي داراي چند بار منفي هميشه مثبت و فرآيند انرژي گير است.

واکنش شيميايي اتم‌ها

واکنش شيميايي اتم‌ها بطور عمده‌اي وابسته به اثرات متقابل ميان الکترون‌هاي آن مي‌باشد. خصوصا الکترون‌هايي که در خارجي‌ترين لايه اتمي قرار دارند، به نام الکترون‌هاي ظرفيتي ، بيشترين اثر را در واکنش‌هاي شيميايي نشان مي‌دهند. الکترون‌هاي مرکزي (يعني آنهايي که در لايه خارجي نيستند) نيز موثر مي‌باشند، ولي بعلت وجود بار مثبت هسته اتمي ، نقش ثانوي دارند.

پيوند ميان اتم‌ها

اتم‌ها تمايل زيادي به تکميل لايه الکتروني خارجي خود و (يا تخليه کامل آن) دارند. لايه خارجي هيدروژن و هليم جاي دو الکترون و در همه اتمهاي ديگر طرفيت هشت الکترون را دارند. اين عمل با استفاده مشترک از الکترونهاي اتم‌هاي مجاور و يا با جدا کردن کامل الکترون‌ها از اتمهاي ديگر فراهم مي‌شود. هنگاميکه الکترونها در مشارکت اتمها قرار مي گيرند، يک پيوند کووالانسي ميان دو اتم تشکيل مي‌گردد. پيوندهاي کووالانسي قويترين نوع پيوندهاي اتمي مي‌باشند.

يون

هنگاميکه بوسيله اتم ، يک يا چند الکترون از يک اتم ديگر جدا مي‌گردد، يون‌ها ايجاد مي‌شوند. يون‌ها اتم‌هايي هستند که بعلت عدم تساوي تعداد پروتو ن‌ها و الکترون‌ها ، داراي بار الکتريکي ويژه مي‌شوند. يون‌هايي که الکترون‌ها را برمي‌دارند، آنيون (anion) ناميده شده و بار منفي دارند. اتمي که الکترون‌ها را از دست مي‌دهد کاتيون (cation) ناميده شده و بار مثبت دارد.

پيوند يوني

کاتيون‌ها و آنيون‌ها بعلت نيروي کولمبيک (coulombic) ميان بارهاي مثبت و منفي ، يکديگر را جذب مي‌نمايند. اين جذب پيوند يوني ناميده مي‌شود و از پيوند کووالانسي ضعيفتر است.

مرز مابين انواع پيوندها

همانطور که بيان گرديد، پيوند کوالانسي در حالتي ايجاد ميشود که در آن الکترون‌ها بطور يکسان ميان اتمها به اشتراک گذارده مي‌شوند، درحاليکه پيوند يوني در حالي ايجاد مي‌گردد که الکترون‌ها کاملا در انحصار آنيون قرار مي‌گيرند. بجز در موارد محدودي از حالتهاي خيلي نادر ، هيچکدام از اين توصيف‌ها کاملا دقيق نيست. در بيشتر موارد پيوندهاي کووالانسي ، الکترون‌ها بطور نامساوي به اشتراک گذارده ميشوند، بطوريکه زمان بيشتري را صرف گردش بدور اتم‌هاي با بار الکتريکي منفي‌تر مي‌کنند که منجر به ايجاد پيوند کووالانسي با بعضي از خواص يوني مي‌گردد.
بطور مشابهي ، در پيوندهاي يوني ، الکترون‌ها اغلب در مقاطع کوچکي از زمان بدور اتم با بار الکتريکي مثبت‌تر مي‌چرخند که باعث ايجاد بعضي از خواص کووالانسي در پيوند يوني مي‌گردد.

نظريه اتمي دالتون

جان دالتون نظريه اتمي را بگونه‌اي طرح کرد که شاخص برجسته‌اي در تاريخ شيمي شد. اين نظريه در سالهاي 1803 تا 1808 نصج گرفت. در آن زمان دانشمندان بسياري معتقد بودند که ماده از اتم‌ها ترکيب يافته است اما دالتون از اين هم پيش رفت. او طرحي براي نظريه اتمي بوجود آورد که مي‌توانست قوانين تغيير شيميايي را توضيح دهد و با نسبت دادن جرمهاي نسبي به اتمهاي عناصر گوناگون به مفهوم نظريه اتمي صورت کمي داد.

اصول موضوع نظريه دالتون

عناصر از ذرات بي‌نهايت کوچکي که اتم ناميده مي‌شوند ترکيب يافته‌اند. تمام اتمهاي يک عنصر يکسان و اتمهاي عناصر گوناگون متفاوت‌اند.
در واکنشهاي شيميايي اتمها از هم جدا مي‌شوند و به هم مي‌پيوندند. در اين واکنش هيچ اتمي ايجاد نمي‌شود يا از ميان نمي‌رود و هيچ اتمي از يک عنصر به عنصر ديگر تبديل نمي‌شود.
يک ماده مرکب شيميايي حاصل ترکيب اتمهاي دو يا چند عنصر است. يک ماده مرکب معين از اتمهايي ترکيب يافته است که همواره نوع و نسبت آنها ثابت است.
تغييرات در نظريه اتمي دالتون نظريه دالتون به مفهوم کلي آن امروزه نيز معتبر است. ليکن اصل اول آن تغيير يافته است. دالتون مي‌گفت که تمام اتمهاي يک عنصر معين ، جرم اتمي يکسان دارند. امروزه ما مي‌دانيم که تمام اتمهاي يک عنصر از لحاظ شيميايي به هم شبيه و اتمهاي يک عنصر با اتمهاي عنصر ديگر تفاوت دارند. علاوه بر اين ما مي‌توانيم يک جرم متوسط براي اتمهاي هر عنصر در نظر بگيريم. در بسياري از محاسبات اگر عنصر را از يک نوع اتم با جرم متوسط بدانيم اشتباهي بوجود نمي‌آيد.
منشا نظريه اتمي دالتون دالتون وجوه کمي نظريه خود را از درون دو قانون مربوط به تغييرات شيميايي بيرون کشيد:
قانون پايستاري جرم مي‌گويد که در جريان يک واکنش شيميايي جرم تغيير محسوسي نمي‌کند. اصل دوم نظريه دالتون اين قانون را توضيح مي‌دهد.
قانون نسبتهاي معين مي‌گويد که يک ماده مرکب خالص همواره شامل عناصر معيني است که با نسبت جرمي معين ترکيب مي‌شوند. اصل سوم نظريه دالتون اين قانون را توضيح مي‌دهد.

الکترون

در نظريه دالتون و نظريه‌هاي يونانيان اتمها کوچکترين اجزاي ممکن ماده بودند اما در اواخر سده نوزدهم کم کم معلوم شد که اتم خود از ذراتي کوچکتر ترکيب يافته است. اين تغيير ديدگاه نتيجه آزمايشهايي بود که با الکتريسيته بعمل آمد. در سال 1807 و 1808 شيميدان انگليسي همفري ديوي با تجزيه مواد مرکب توسط الکتريسيته پنج عنصر پتاسيم ، سديم ، کلسيم ، استرونسيم و باريم را کشف کرد. ديوي با اين کار به اين نتيجه رسيد که عناصر با جاذبه‌هايي که ماهيتا الکتريکي هستند به هم متصل مي‌شوند.
در سال 1832 و 1833 مايکل فارادي مجموعه آزمايشهاي مهمي در زمينه برقکافت شيميايي انجام داد. در فرايند برقکافت مواد مرکب بوسيله الکتريسيته تجزيه مي‌شوند. فارادي رابطه بين مقدار الکتريسيته مصرف شده و مقدار ماده مرکب تجزيه شده را برسي کرد و فرمول قوانين برقکافت شيميايي را بدست آورد. بر مبناي کار فارادي جرج جانسون استوني در سال 1874 به طرح اين مطلب پرداخت که واحدهاي باردار الکتريکي با اتم‌ها پيوستگي دارند. او در سال 1891 اين واحدهاي الکتريکي را الکترون ناميد.
الکترونها در ميدان مغناطيسي و الکتريکي منحرف مي‌شوند. بعدها مقدار بار الکترون در سال 1909توسط رابرت . ا . ميليکان محاسبه شد. الکترون يک واحد بار منفي يعني دارد. جرم الکترون نيز از رابطه q به q/m محاسبه شد و مقدار بدست آمد.

الکترونگاتيويته

الکترونگاتيويته Electronegativity ميزان توانايي نسبي يک اتم در يک مولکول براي جذب جفت الکترون پيوندي بسوي خود است.

متداول‌ترين مقياس الکترونگاتيويته

مقياس نسبي الکترونگاتيوي پاولينگ ، متداول‌ترين مقياس و مبتني بر مقادير تجربي انرژي‌هاي پيوندي است. مقدار انرژي اضافي که از جاذبه متقابل بارهاي جزئي ?+ و ?- اضافه بر انرژي پيوند کووالانسي آزاد مي‌شود، به قدر مطلق ? و به تفاوت الکترونگاتيوي دو عنصر پيوند شده بستگي دارد. در محاسبات الکترونگاتيوي تنها تفاوت الکترونگاتيويته عناصر تعيين مي‌شود. براي بنا کردن يک مقياس ، به اتم F (الکترونگاتيوترين عنصر) بطور دلخواه عدد 4 نسبت داده شده است.
مقياس الکترونگاتيوي پاولينگ ، متداول‌ترين مقياس و مبتني بر مقادير تجربي انرژيهاي پيوند است. مثلا انرژي پيوند Br-Br ، انرژي لازم براي تفکيک مولکول Br2 به اتمهاي Br است. براي تفکيک يک مول از مولکولهاي Br2 به اندازه 46+ کيلو کالري انرژي لازم است. انرژي پيوند H-H برابر 104+ کيلو کالري بر مول است.

تعاريف مختلف الکترونگاتيويته

الکترونگاتيويته ، در روشهاي متفاوتي تعريف شده است که برخي از آنها به اختصار توضيح داده مي‌شود.

الکترونگاتيويته پاولينگ

انرژي اضافي پيوند A-B نسبت به متوسط انرژي پيوندهاي A-A و B-B مي‌تواند به حضور سهم يوني در پيوند کوالانسي نسبت داده شود. اگر انرژي پيوند A-B بطور قابل ملاحظه اي از متوسط پيوندهاي غير قطبي A-A و B-B متفاوت باشد، مي‌توان فرض کرد که سهم يوني در تابع موج و بنابراين اختلاف بزرگ در الکترونگاتيوي وجود دارد.

الکترونگاتيويته آلرد_روکر

در اين تعريف ، الکترونگاتيويته توسط ميدان الکتريکي بر سطح اتم مشخص مي‌شود. بنابرين الکترون در يک اتم بار موثر هسته‌اي را احساس مي‌کند. بر طبق اين تعريف ، عناصري با الکترونگاتيويته بالا آنهايي هستند که با بار هسته‌اي موثر بزرگ و شعاع کوالانسي کوچک ، اين عناصر در نزديکي فلوئور قرار دارند.

الکترونگاتيويته موليکن

موليکن تعريف خود را بر پايه داده‌هاي طيف‌هاي اتمي نهاد. او فرض کرد که توزيع دوباره الکترون در طي تشکيل تر کيب به گونه‌اي است که در آن يک اتم به کاتيون (توسط ار دست دادن الکترون) و اتم ديگر به آنيون (توسط گرفتن الکترون) تبديل مي‌شود.
اگر يک اتم داراي انرژي يونيزاسيون بالا و الکترون‌خواهي بالا باشد، احتمالا در هنگام تشکيل پيوند ، الکترونها را به سوي خود مي‌کشد. بنابراين بعنوان الکترونگاتيو شناخته مي‌شود. از طرف ديگر اگر انرژي يونش و الکترون‌خواهي آن ، هر دو کوچک باشد تمايل دارد تا الکترون از دست بدهد. بنابراين به عنوان الکترو پوزيتيو طبقه بندي مي‌شود.
اين مشاهدات تعريف موليکن را به عنوان مقدار متوسط انرژي يونش و الکترون‌خواهي عنصر معرفي مي‌کند.

تغييرات الکترونگاتيويته عناصر

الکترونگاتيويته عناصر با افزايش تعداد الکترون‌هاي والانس و همچنين کاهش اندازه اتم افزايش مي‌يابد و در هر دوره از جدول تناوبي از چپ به راست و در هر گروه از پايين به بالا افزايش مي‌يابد. فلزات ، جاذبه کمي براي الکترون‌هاي والانس دارند و الکترونگاتيوي آنها حاکم است، ولي نافلزات ، به استثناي گازهاي نجيب ، جاذبه قوي براي اين‌گونه الکترون‌ها دارند و الکترونگاتيوي آنها زياد است.
بطور کلي ، الکترونگاتيوي عناصر در هر دوره از چپ به راست (با افزايش تعداد الکترونهاي والانس) و در هر گروه از پايين به بالا (با کاهش اندازه اتم) افزايش مي‌يابد. بنابراين ، الکترونگاتيوترين عناصر ، در گوشه بالايي سمت راست جدول تناوبي (بدون در نظر گرفتن گازهاي نجيب) و عناصري که کمترين الکترونگاتيوي را دارند، در گوشه پاييني سمت چپ اين جدول قرار دارند. اين سير تغييرات ، با سير تغييرات پتانسيل يونش و الکترون‌خواهي عناصر در جدول تناوبي هم‌جهت است.

مفهوم الکترونگاتيوي

مفهوم الکترونگاتيوي گرچه مفيد است، ولي دقيق نيست. روشي ساده و مستقم براي اندازه گيري خاصيت الکترونگاتيويته وجود ندارد و روشهاي گوناگون براي اندازه گيري آن پيشنهاد شده است. در واقع چون اين خاصيت علاوه بر ساختمان اتم مورد نظر به تعداد و ماهيت اتمهاي متصل به آن نيز بستگي دارد، الکترونگاتيوي يک اتم نامتغير نيست.
انتظار مي‌رود که الکترونگاتيوي فسفر در PCl3 با الکترونگاتيوي آن در PCl5 تفاوت داشته باشد. از اينرو ، اين مفهوم را تنها بايستي نيمه‌کمي تلقي کرد. بنابراين مي‌توان گفت که قطبي بودن مولکول HCl ناشي از اختلاف بين الکترونگاتيوي کلر و هيدروژن است چون کلر الکترونگاتيوتر از هيدروژن است، آن سر مولکول که به کلر منتهي مي‌شود، سر منفي دو قطبي است.

توجيه پيوند يوني با خاصيت الکترونگاتيويته

پيوند يوني بين غيرفلزات وقتي تشکيل مي‌شود که اختلاف الکترونگاتيوي آنها خيلي زياد نباشد. در اينگونه موارد، اختلاف الکترونگاتيوي عناصر نشان دهنده ميزان قطبي بودن پيوندهاي کووالانسي است. اگر اختلاف الکترونگاتيوي صفر يا خيلي کوچک باشد، مي‌توان گفت که پيوند اساسا غير قطبي است و اتمهاي مربوط ، سهم مساوي يا تقريبا مساوي در الکترونهاي پيوند دارند.
هر چقدر اختلاف الکترونگاتيوي بيشتر باشد پيوند کووالانسي قطبي‌تر خوهد بود (پيوند در جهت اتم الکترونگاتيوتر قطبي مي‌شود). بنابراين با توجه به مقادير الکترونگاتيوي مي‌توان پيشگويي کرد که HF قطبي‌ترين هيدروژن هاليدها است و انرژي پيوندي آن بيشتر از هر يک از اين ترکيبات است. البته نوع پيوندي که بين دو فلز تشکيل مي‌شود، پيوند فلزي و در آن اختلاف الکترونگاتيوي نسبتا کم است.

کاربردهاي الکترونگاتيويته

مي‌توان براي تعيين ميزان واکنش پذيري فلزات و غير فلزات بکار برد.
مي‌توان براي پيش‌بيني خصلت پيوندهاي يک ترکيب بکار برد. هرچه اختلاف الکترونگاتيوي دو عنصر بيشتر باشد، پيوند بين آنها قطبي‌تر خواهد بود. هرگاه اختلاف الکترونگاتيوي دو عنصر در حدود 1.7 باشد، خصلت يوني نسبي پيوند بيش از 50% است.
اگر اختلاف الکترونگاتيوي صفر و يا خيلي کوچک باشد، پيوند غير قطبي است. هرچه اختلاف الکترونگاتيوي بيشتر باشد، پيوند کووالانسي قطبي‌تر خواهد بود. در اين پيوندها ، اتمي که الکترونگاتيوي بيشتري دارد، بار منفي جزئي را خواهد داشت.
با استفاده از مقادير الکترونگاتيوي مي‌توان نوع پيوندي را که يک ترکيب ممکن است داشته باشد، پيش‌بيني کرد. وقتي دو عنصر با اختلاف الکترونگاتيوي زياد با يکديگر ترکيب مي شوند، يک ترکيب يوني حاصل مي‌شود. مثلا اختلاف الکترونگاتيوي سديم و کلر 2.1 است و NaCl يک ترکيب يوني است.

آيا الکترونگاتيوي يک عنصر هميشه ثابت است؟

مفهوم الکترونگاتيوي غير دقيق است. زيرا اين خاصيت نه تنها به ساختمان اتم مورد بحث بستگي دارد، بلکه تعداد و ماهيت اتم‌هاي ديگري که به اتم مزبور پيوند داده شده‌اند نيز در آن دخالت دارد. بنابراين الکترونگاتيوي يک عنصر هميشه ثابت نيست مثلا الکترونگاتيوي فسفر در ترکيب (PCl3) متفاوت از الکترونگاتيوي آن در ترکيب (PCl5) است.

نيروي الكتريكي موثر هسته ومدارهاي اتم

نيروي الكتريكي موثر هسته، عبارت از نيروي الكتريكي است كه يك الكترون را به طرف هسته مي كشد. مثال اتم هيدروژن داراي يك پروتون و يك الكترون است. فرض كنيم نيروي الكتريكي كه از طرف هسته بر الكترون وارد مي شود برابر يك واحد باشد. اتم هليوم داراي دو پروتون و الكترون است. اما نيرويي الكتريكي كه بر هريك از الكترونهاي اتم هليوم وارد مي شود، برابر دو واحد نيست و نيروي الكتريكي موثري كه بر هر الكترون در اتم هليوم وارد مي شود تقريباً برابر 1.7 واحد است.

قاعده ي استالر : Staler's Rule

براي نخستين بار استالر روش ساده اي براي محاسبه نيروي الكتريكي موثر وارد به هر الكترون را ارائه داد. بنابر روش استالر نيروي الكتريكي هسته كه بر هر الكترون وارد مي شود، به اندازه ي S كاهش مي يابد و نيروي موثر هسته از رابطه ي زير به دست مي آيد.
Z*=Z-S.
كه در آن Z* , Z, S. به ترتيب نيروي الكتريكي موثر هسته، عدد اتمي و مقدار استالر ، يعني مقداري كه از نيروي الكتريكي واقعي كاهش مي يابد. با توجه به روش استالر نخست بايد توجه كرد كه الكترون در كداميك از مدارات اصلي يا فرعي كه بصوررت زير داده مي شود، قرار دارد:
(1s)(2s,2p)(3s,3p)(3d)(4s,4p)(4d)(4f)(5s,5p)(5d)(5f)...
در اين روش الكترونهاي سمت راست روي نيروي الكتريكي هسته كه بر يك الكترون وارد مي شود، تاثيري ندارند فرض كنيم مي خواهيم نيروي الكتريكي موثر بر الكتروني را كه در مدار n قرار دارد حساب كنيم در هر گروه، هر الكترون به اندازه ي 0.35 واحد از مقدار نيروي الكتريكي كه از طرف هسته اعمال مي شود، مي كاهند. الكترونهاي گروه (s,p) n-1 به اندازه 0.85 واحد مي كاهند. الكترونهاي گروه n-2 به اندازه 1 واحد مي كاهند .
مثال: در اتم Sc كه شامل 21 پروتون است داريم:
S(4s) = 1 x (.35) + 9 x .85 + 10 x 1.0 = 18
So, Z*=21-18=3.
Example 2: As from a 3d perspective (Its nuclear has 33 protons);
S(3d)=20.3 and Z*=33-20.3=12.7
روش كلمنتي و رايموندي :Clementi and Raimondi
كلمنتي و رايموندي كار خود را روي نيروي الكتريكي موثر هسته در سال 1960 شروع كردند. در اين زمان اطلاعات زيادي در زمينه مدارات و مولكولها جمع آوري شده بود و كامپپوتر نيز اختراع شده بود كه در محاسبات بسيار مفيد بود. ايشان با استفاده از تابع موج روي اتمهاي مختلف از هيدروژن تا كريپتون كار كردند و يك روش رياضي براي محاسبه نيروي الكتريكي موثر هسته ارائه دادند. نتايج اين روش دقيق تر از روش استالر بود :

در روش كلمنتي

Atom : Sc,4s
Staler : Z*=3
Clementi : Z*=4.632
Atom : Sc,3d
Staler : Z*=12.7.
Clementi : Z*=17.378
توجه :
قاعده ي استالر و روش كلمنتي بر مبناي آزمايش استوار است و و هيچگونه توضيح نظري ندارد كه چرا بايستي نيروي الكتريكي هسته براي رسيدن به الكترون در اتمهايي كه بيش از يك الكترون دارند، كاهش يابد. اجازه بدهيد اين پديده را از ديدگاه نظريه سي. پي. اچ. بررسي كنيم. آيا نيرو تباه مي شود؟ اگر نيرو تباه نمي شود، پس چرا نيروي موثر هسته از يك مدار به مدار ديگر كاهش مي يابد؟ براي مقدار نيرويي كه كاهش مي يابد، چه اتفاقي مي افتد؟ آيا نيرو تبديل پذير است؟ نيرو به چه چيزي تبديل مي شود؟ هنگاميكه يك الكترون به طرف پروتون شتاب مي گيرد، انرژي الكترون افزايش مي يابد. سئوال اين است كه براي مقدار نيروي موجود در ميدان چه اتفاقي مي افتد؟ با توجه به نظريه سي. پي. اچ. نيرو و انرژي به يكديگر قابل تبديل هستند. اجازه بدهيد كاهش نيروي الكتريكي هسته را با استفاده از تبديل نيرو و انرژي به يكديگر توضيح دهيم.
كار كوانتومي است
در مورد قضيه كار انرژي W=DE برخوردي دوگانه وجود دارد. قسمت كار آن را با مكانيك كلاسيك مد نظر قرار مي دهند و كار را كميتي پيوسته در نظر مي گيرند، در حاليكه با انرژي آن برخوردي كوانتومي دارند. در واقع بايستي هر دو طرف رابطه را با ديد كوانتومي در نظر گرفت. در اين مورد مثالهاي زيادي مي توان ارائه داد كه با اين برخورد دوگانه در تناقض قرار خواهد گرفت. هنگاميكه يك فوتون در ميدان گرانشي سقوط مي كند، انرژي آن افزايش مي يابد. همچنانكه مي دانيم انرژي فوتون كوانتومي است، لذا كار انجام شده روي آن نيز بايد كوانتومي باشد. يك كوانتوم كار را بصورت زير تعريف مي كنيم:
Wq=FgLp
كه در آن Wq, Fg, Lp از چپ براست به ترتيب كوانتوم كار، كوانتوم نيروي گرانش و طول پلانك است. و در حالت كلي مقدار كار از رابطه ي زير به دست مي آيد :
W=nWq, n is an integer number. (n=...-2, -1, 0, 1, 2...)
با اين تعريف نيروي الكتريكي موثر هسته را بررسي مي كنيم.

نيروي الكتريكي موثر هسته

با توجه به نظريه سي. پي. اچ. هنگاميكه نيرو روي يك ذره/جسم كار انجام مي دهد، اگر كار مثبت باشد، نيرو به انرژي تبديل مي شود و اگر كار منفي باشد، در اين صورت انرژي به نيرو تبديل مي شود. فرض كنيم يك اتم با تعداد Z پروتون و نيروي الكتريكي هسته Fz و نيروي الكتريكي موثر *Fz را روي يك الكترون اعمال مي كند. در طي زمانيكه نيروي الكتريكي مي خواهد به الكترون مورد نظر برسد، روي ساير الكترونهايي كه در مسير يا اطراف آن وجود دارند، كار انجام مي دهد. بنابراين مقدار Fw به انرژي تبديل مي شود، يعني E=W و به اندازه Fw از مقدار Fz كاسته خواهد شد و داريم Fz*=Fz - Fw با توجه به مدار بندي زير:
(1s)(2s,2p)(3s,3p)(3d)(4s,4p)(4d)(4f)(5s,5p)(5d)(5f)...
نيروي الكتريكي هسته براي رسيدن به الكترون مورد نظر، روي الكترونهاي سمت راست مدار بندي، هيچگونه كاري انجام نميدهد.

تعداد ذره ها در ماده

مقدار خالصي که شامل عدد آووگادرو ، واحد اصلي باشد، يک مول ناميده مي‌شود که يک واحد اصلي است. مول مقدار ماده خالصي است که تعداد واحد‌هاي مستقل اصلي آن ، دقيقا برابر با تعداد اتم‌هاي 12g کربن 126C باشد. پس نمونه‌اي از يک عنصر که جرم آن بر حسب گرم از لحاظ عددي برابر با وزن اتمي آن عنصر باشد، شامل يک مول از اتمهاي آن عنصر ، يعني شامل عدد آووگادرو اتم است. مثلا وزن اتمي بريليم ، 9.01218است. بنابر اين: اتم بريليم Be=1mol Be = 6.02205x1023 : 9.01218

اطلاعات اوليه

چون وزن اتمي فلوئور 19.0 و وزن اتمي هيدروژن 1.0 است، سنگيني يک اتم فلوئور ، 19 برابر يک اتم هيدروژن خواهد بود. حال اگر 100 اتم فلوئور و 100 اتم هيدروژن را در نظر بگيريم، جرم مجموع اتم‌هاي فلوئور 19 برابر جرم اتم‌هاي هيدروژن مي‌شود. پس جرم‌هاي هر دو نمونه‌اي از فلوئور و هيدروژن که عمده اتم‌هاي آنها برابر باشد همان نسبت 19.0 به 1.0 يعني نسبت وزنهاي اتمي آنها ، خواهد بود.
اگر 19.0g فلوئور و 1.0g هيدروژن داشته باشيم، اين دو مقدار بر حسب گرم و از لحاظ عددي برابر وزن‌هاي اتمي اين دو عنصر است. چون جرم‌هاي اين دو نمونه نسبت 19.0 به 1.0 دارد، نمونه‌ها بايد شامل تعداد اتم‌هاي مساوي باشند. در واقع ، نمونه‌اي از هر عنصر که جرم آن بر حسب گرم عددي برابر با وزن اتمي آن عنصر باشد، شامل اين عده اتم‌هاي يکسان خواهد بود.
اين عدد را به افتخار "آمدو آووگادرو" ، عدد آووگادرو مي‌نامند. آووگادرو نخستين کسي بود که رفتار گازها در واکنش شيميايي را بر حسب عده مولکولها واکنش دهنده ، توضيح داد. مقدار عدد آووگادرو با آزمايش معين شده و تا شش رقم با معني عبارت است از:
6.02205x1023

مول ماده مولکولي

يک مول ، مرکب از عدد آووگادرو واحد مستقل است. يک مول ماده مولکولي مرکب از عدد آووگادرو مولکول و جرمي بر حسب گرم دارد که از لحاظ عددي برابر با وزن مولکولي آن ماده است. مثلا وزن مولکولي H2O برابر 18.02 گرم است، پس مولکول H2O با:
18.02g H2O =1MolH2O =6.02205xa023 مولکول آب H2O
چون يک مولکول آب ، دو اتم H و يک اتم O دارد، يک مول H2O شامل دو اتم H و يک مول اتم O است. با استفاده از تعريف مول ، نوع واحد مستقلي که اندازه گيري مي‌شود، بايد مشخص باشد. يک مول از اتم‌هاي H شامل: 6.02205x1023 اتم H و جرم آن ، تا سه رقم با معني ، 1.01g است، يک مول از مولکولهاي H2 شامل 6.02205xa023 مولکول H2 و جرم آن 2.02g است. براي فلوئور :
فلوئور گرم Mol F=6.02205x1023 F=19.0
مولکول فلوئور 1Mol F2=6.02205x1023 F2=38.0g

مول در مواد يوني

وقتي مي‌گوييم يک مول(BaCl2) ، به اين معني است که نمونه مورد نظر ما شامل عدد آووگادرو واحد فرمولي است که واحد مستقل آن مشخص است. يک مول BaCl2 جرمي برابر 208.3g دارد که همان وزن فرمولي BaCl2 است. در واقع ، يک مول BaCl2 شامل باريم:
green137.3g= يون 1Mol
208.3g Bacl2= واحد 1Mol
BaCl2=6.02205x1023Cl2

پيوند کووالانسي

يک جفت الکترون مشترک بين دو هسته يک پيوند کووالانسي تشکيل مي‌دهند.
ميليون‌ها ماده مرکب شناخته شده فقط از غير فلزات ترکيب يافته‌اند. اين مواد مرکب فقط شامل عناصري هستند که در هر اتم 4 ، 5 ، 6 يا 7 الکترون والانس دارند. بنابراين الکترون‌هاي والانس اتم‌هاي غير فلزي ، آنقدر زياد است که اتم‌ها نمي‌توانند با از دست دادن آنها ساختار يک گاز نجيب را به دست آورند. معمولا غير فلزات با جفت کردن الکترون‌ها پيوند ايجاد مي‌کنند و در اين فرآيند به ساختار يک گاز نجيب مي‌رسند.

استحکام پيوند کووالانسي

آنچه اتم‌هاي يک ملکول را به هم نگه مي‌دارد، پيوند کووالانسي است، در تشکيل پيوند کووالانسي الکترون‌ها ، به جاي آنکه از اتمي به اتم ديگر منتقل شوند، ميان دو اتم به اشتراک گذاشته مي‌شوند. استحکام پيوند کووالانسي ناشي از جاذبه متقابل دو هسته مثبت و ابر منفي الکترون‌هاي پيوندي است. يا به عبارت ديگر مربوط به آن است که هر دو هسته الکترونهاي مشترکي را جذب مي‌کنند.

نحوه تشکيل اوربيتال مولکولي

دو اوربيتال به نحوي همپوشاني مي‌کنند که ابرهاي الکتروني ، در ناحيه بين دو هسته ، يکديگر را تقويت مي‌کنند و احتمال يافتن الکترون در اين ناحيه افزايش مي‌يابد طبق اصل طرد پاولي دو الکترون اين پيوند بايد اسپين مخالف داشته باشند. در نتيجه تشکيل پيوند اوربيتال‌هاي اتمي به اوربيتال مولکولي تبديل مي‌شود.

انواع پيوند کووالانسي

پيوند يگانه کووالانسي

متشکل از يک جفت الکترون (داراي اسپين مخالف) است که اوربيتالي از هر دو اتم پيوند شده را اشغال مي‌کند. ساده‌ترين نمونه اشتراک در مولکول‌هاي دو اتمي گازهايي از قبيل F2 ، H2 و Cl2 ديده مي‌شود. اتم هيدروژن فقط يک الکترون دارد هرگاه دو اتم هيدروژن تک الکترون‌هاي خود را به اشتراک بگذارند، يک جفت الکترون حاصل مي‌شود.
اين جفت الکترون پيوندي متعلق به کل مولکول هيدروژن است و به آرايش الکتروني پايدار گاز نجيب هليم مي‌رسد. هر الکترون هالوژن ، هفت الکترون والانس دارد. با تشکيل يک پيوند کووالانسي بين دو تا از اين اتم‌ها ، هر اتم به آرايش الکتروني هشت تايي ، که ويژه گازهاي نجيب است، مي‌رسد.

پيوند چند گانه

بين دو اتم ، ممکن است بيش از يک پيوند کووالانسي تشکيل شود در اين موارد گفته مي‌شود که اتم‌ها با پيوند چند گانه به هم متصل‌اند. دو جفت الکترون مشترک را پيوند دو گانه و سه جفت الکترون مشترک را پيوند سه گانه مي‌نامند. اغلب مي‌توان تعداد پيوندهاي جفت الکتروني را که يک اتم در يک مولکول بوجود مي‌آورد از تعداد الکترون‌هاي مورد نياز براي پر شدن پوسته والانس آن اتم ، پيش‌بيني کرد.
چون براي فلزات شماره گروه در جدول با تعداد الکترون‌هاي والانس برابر است، مي‌توان پيش بيني کرد که عناصر گروه VIIA مثل Cl (با هفت الکترون والانس) ، براي رسيدن به هشت تاي پايدار ، يک پيوند کووالانسي ، عناصر گروه VIA مثل O و S (با شش الکترون والانس) دو پيوند کووالانسي ، عناصر VA مثل N و P (با پنج الکترون والانس) سه پيوند کووالانسي و عناصر گروه IVA مثل C (با چهار الکترون والانس) چهار پيوند کووالانسي به وجود خواهند آورد.

نماد ساختار مولکول

در ساختار اول ، جفت الکترون مشترک با دو نقطه و ساختار دوم با يک خط کوتاه نشان داده شده است.
مانند :
H ? H H : H پيوند يگانه
:?=C=?: پيوند دو گانه
:N ? N: پيوند سه گانه
C?C پيوند چهارگانه

جفت الکترون پيوندي

جفت الکتروني که در تشکيل پيوند کووالانسي بين دو اتم شرکت دارد و از به اشتراک گذاشتن الکترونهاي دو اتم حاصل مي‌شود، جفت الکترون پيوندي ناميده مي‌شود.
نقطه‌ها ، جفت الکترونهاي پيوندي را نشان مي‌دهند.

انواع جفت الکترون

جفت الکترون ناپيوندي

جفت الکترون ناپيوندي ، جفت الکتروني است که در تشکيل پيوند کووالانسي شرکت ندارد و به شکل جفت الکترون تنها بر روي اتم قرار مي‌گيرد و چون جفت الکترونهاي ناپيوندي بيشتر تحت تاثير يک هسته قرار مي‌گيرند، تحرک بيشتري دارند و فضاي بزرگتري اشغال مي‌کنند. اين جفت الکترونها در تشکيل پيوند هيدروژني ، پيوند داتيو و تعيين شکل هندسي مولکول نقش اساسي دارند.

جفت الکترون پيوندي

آنچه اتم‌هاي يک مولکول را به هم متصل نگه مي‌دارد، پيوند کووالانسي است. در تشکيل پيوند کووالانسي ، الکترون‌ها به جاي آنکه از اتمي به اتم ديگر منتقل شوند، ميان دو اتم به اشتراک گذاشته مي‌شوند. بعبارتي ، تمايل دو اتم براي از دست دادن يا گرفتن الکترون کم و بيش مشابه است. به همين دليل ، بين آنها پيوند اشتراکي صورت مي‌گيرد. در نتيجه ، جفت الکتروني که از اشتراک دو اتم در تشکيل پيوند کووالانسي حاصل مي‌شود، به جفت الکترون پيوندي معروف است.
استحکام پيوند کووالانسي ناشي از کشش متقابل دو هسته مثبت و ابر منفي جفت الکترون‌هاي پيوندي است يا به عبارت ديگر مربوط به آن است که هر دو هسته الکترون‌هاي مشترک را جذب مي‌کنند.

نحوه تشکيل پيوند کووالانسي (جفت الکترونهاي پيوندي)

براي ايجاد يک پيوند کووالانسي ، دو اتم بايستي به نحوي قرار گيرند که اوربيتال يکي از آنها قادر به همپوشاني با اوربيتال اتم ديگر باشد و هر اوربيتال بايد داراي يک الکترون منفرد باشد. وقتي چنين شرايطي ايجاد شد، دو اوربيتال اتمي ، يک اوربيتال پيوندي منفرد را تشکيل مي‌دهند که با هر دوا لکترون اشغال مي‌شود.
دو الکترون مشترکي که يک اوربيتال پيوندي را اشغال مي‌نمايند، بايستي داراي اسپين مخالف بوده ، يعني بايستي زوج شده باشند. هر الکترون ، کل اوربيتال پيوندي را در اختيار دارد و بنابراين مي‌توان فرض کرد که به هر دو هسته اتمي متعلق است. آن آرايش الکترونها و هسته‌ها ، حاوي انرژي کمتر يعني پايدارتر از آرايش اتم‌هاي مجزا است. در نتيجه ، تشکيل پيوند با آزاد شدن انرژي همراه است.

پيش بيني تعداد جفت الکترون‌هاي پيوندي براي يک اتم

اغلب مي‌توان تعداد پيوندهاي جفت الکتروني را که يک اتم در يک مولکول بوجود مي‌آورد، از تعداد الکترون‌هاي مورد نياز براي پر شدن پوسته والانس آن اتم (قاعده هشت تايي يا اُکتت) ، پيش بيني کرد.
چون براي عناصر اصلي جدول تناوبي ، شماره گروه با تعداد الکترونهاي والانس برابر است، مي‌توان پيش بيني کرد که عناصر گروه هفت اصلي يعني هالوژنها مثل کلر با هفت الکترون والانس براي رسيدن به هشت تايي پايدار يک پيوند کووالانسي ، عناصر گروه شش اصلي مثل S و O (با شش الکترون والانس) دو پيوند کووالانسي ، عناصر گروه پنج اصلي مثل P و N (با پنج الکترون والانس) سه پيوند کووالانسي و عناصر گروه چهار اصلي مثل C با چهار الکترون والانس چهار پيوند کووالانسي بوجود خواهند آورد.
هر اتم به تعداد الکترونهاي جفت نشده خود پيوند کووالانسي تشکيل مي‌دهد و اگر آرايش الکتروني عناصر گروه (8-3) اصلي جدول تناوبي را که مي‌توانند در پيوند کووالانسي شرکت کنند در نظر بگيريد، متوجه خواهيد شد که اوربيتال نيمه‌پُر به اندازه کافي ندارند و يا انتظار داريد که Be و B نتوانند پيوند کوالانسي تشکيل دهند. در حاليکه مولکولهاي گازي BeCl2 با ساختار خطي و زاويه پيوندي 180 درجه و BCl3 با ساختار مثلثي و زاويه پيوندي 120 درجه وجود دارند که بيانگر اين مطلب است که Be داراي دو اوربيتال تک الکتروني و B داراي سه اوربيتال تک الکتروني بوده و در پيوند کووالانسي با اتم کلر شرکت نموده‌اند.

برانگيخته شدن براي توليد الکترونهاي منفرد

اگر در حالت اصلي ، اتمي اوربيتال نيمه‌پر کافي نداشته باشد، با استفاده از حالت برانگيخته (ارتقاي الکترون) تعداد کافي اوربيتال نيمه پر پيدا مي‌کند. حالت برانگيخته براي بسياري از اتم‌ها براي تشکيل پيوند کووالانسي صورت مي‌گيرد و اين ارتقاي الکترون ، بايد از يک لايه فرعي ديگر (در همان لايه اصلي) باشد. مثلا از 2s به 2p يا از 3s به 3p يا به 3d.براي مثال ، اتم کربن در حالت اصلي (حالت پايه) 2 الکترون منفرد دارد، در صورتي که در ترکيب‌هاي مختلف ، کربن چهار ظرفيتي است، يعني 4 الکترون با اتم ديگر به اشتراک مي‌گذارد و 4 زوج الکترون مشترک تشکيل مي‌دهد. بنابراين به صورت زير برانگيخته مي‌شود:
1s2 2s2 2p2(energy) ?1s2 2s1 2p3
ارتقاي الکترون در اتم کربن به صورت 2s1 2p2 به 406 کيلوژول انرژي نياز دارد. در نتيجه ، اوربيتال هيبريدي sp3 (يک s وسه p) تشکيل مي‌دهد.
مولکول IF3
در مولکول IF3 نيز اتم يُد بايد 3 الکترون منفرد داشته باشد، بنابراين بايد برانگيخته شود و يک الکترون از لايه 5p به لايه 5d انتقال يابد. لايه ظرفيت يا والانس اتم يُد بصورت 5s2 5p5 مي‌باشد که درحالت برانگيخته بصورت 5s2 5p4 5d1 در مي‌آيد و در نتيجه سه الکترون منفرد حاصل مي‌شود که با سه اتم فلوئور پيوند کووالانسي تشکيل مي‌دهند.
مولکول BeCl2
اتم بريليم داراي 2 الکترون جفت شده در اوربيتال 2s مي‌باشد که يکي از الکترون‌ها در اثر برانگيخته شدن به اوبيتال 2p انتقال مي‌يابد و دو اوربيتال هيبريدي sp حاصل مي‌شود که با اتم‌هاي کلر پيوند کووالانسي بوجود مي‌آورد.
مولکول BCl3
اتم بور (B) در حالت پايه داراي 2 الکترون در اوربيتال 2s و يک الکتون در اوبيتال 2p مي‌باشد. براي تشکيل مولکول ، بايد اتم B از حالت پايه 1s2 2s2 به حالت برانگيخته 1s2 2s1 2p2 تبديل شود و در اثر هيبريد شدن اوربيتالها ، سه اوربيتال هيبريدي sp2 حاصل مي‌شود که با اتم‌هاي کلر ، پيوند کووالانسي تشکيل مي‌دهند.
خطوط ، جفت الکترونهاي پيوندي را نشان مي‌دهند.
دو اتم مي‌توانند بيش از يک جفت الکترون به اشتراک بگذارند
از آن جا که کربن در بيروني‌ترين لايه الکتروني خود چهار الکترون ظرفيت دارد، با رعايت قاعده هشت تايي ، حداکثر مي‌تواند با چهار اتم ، پيوند تشکيل دهد. در مولکول اتان ، C2H6 ، هر اتم کربن به يک کربن و سه اتم هيدروژن متصل است. بين هر اتم هيدروژن و کربن و همچنين بين دو اتم کربن ، يک جفت الکترون مشترک وجود دارد. اما در مولکول اتن ، C2H4 ، بين دو اتم کربن دو جفت الکترون مشترک وجود دارد.
افزون بر کربن ، عنصرهاي ديگر از جمله نيتروژن ، اکسيژن و گاهي گوگرد نيز مي‌توانند با اتم‌هاي ديگر ، با رعايت قاعده هشت‌تايي ، بيش از يک جفت الکترون به اشتراک بگذارند. اگر بين دو اتم به جاي يک جفت الکترون ، دو جفت الکترون به اشتراک گذاشته شود، يک پيوند کووالانسي دو گانه يا پيوند دوگانه تشکيل مي‌شود و همچنين اگر بين دو اتم به جاي يک جفت الکترون ، سه جفت الکترون به اشتراک گذاشته شود، پيوند سه گانه تشکيل مي‌شود. مانند مولکول نيتروژن ( N3 ) که در آن بين دو اتم نيتروژن ، سه جفت الکترون پيوندي وجود دارد.
منبع: http://www.academist.ir/
/خ