مناقشه طيف ذره الهيليوم؟

ذرة الهيليوم
شكل ذرة الهيليوم
وتظهر فيها النواة وفيها 2 بروتون
باللون الأحمر ، و 2 نيترون باللون الأخضر ،
و سحابة تمثل ،,,,,توقع مكان 2 إلكترون
التعريف
هي أصغر جزء لأى عنصر كيميائي
الخواص
الكتلة: الكتلة الذرية
الشحنة: صفرC
القطر: 10pmإلى 100pm

الذرة هي أصغر جزء من العنصر الكيميائي الذي يحتفظ بالخصائص الكيميائية لذلك العنصر. يرجع أصل الكلمة الإنجليزية (بالإنجليزية: Atom) إلى الكلمة الإغريقية أتوموس، وتعني غير القابل للانقسام؛ إذ كان يعتقد أنه ليس ثمة ما هو أصغر من الذرة. تتكون الذرة من سحابة من الشحنات السالبة (الإلكترونات) تحوم حول نواة موجبة الشحنة صغيرة جدا في الوسط. تتكون النواة الموجبة هذه من بروتونات موجبة الشحنة، و نيوترونات متعادلة. الذرة هي أصغر جزء من العنصر يمكن أن يتميز به عن بقية العناصر؛ إذ كلما غصنا أكثر في المادة لنلاقي البنى الأصغر لن يعود هناك فرق بين عنصر و آخر. فمثلاً، لا فرق بين بروتون في ذرة حديد و بروتون آخر في ذرة يورانيوم مثلاً، أو ذرة أي عنصر آخر. الذرة، بما تحمله من خصائص؛ عدد بروتوناتها، كتلتها، توزيعها الإلكتروني…، تصنع الفروقات بين العناصر المختلفة، و بين الصور المختلفة للعنصر نفسه (المسماة بالنظائر)، و حتى بين كون هذا العنصر قادراً على خوض تفاعل كيميائي ما أم لا.

ظل تركيب الذرة و ما يجري في هذا العالم البالغ الصغر، ظل و ما زال يشغل العلماء و يدفعهم إلى اكتشاف المزيد. و من هنا أخذت تظهر فروع جديدة في العلم حاملة معها مبادئها و نظرياتها الخاصة بها، بدءاً بمبدأ عدم التأكد (اللاثقة)، مروراً بنظريات التوحيد الكبرى، و انتهاءً بنظرية الأوتار الفائقة.
النظرية الذرية
Crystal Clear app kdict.png مقال تفصيلي :نظرية ذرية

النظرية الذرية تهتم بدراسة طبيعة المادة، و تنص على أن كل المواد تتكون من ذرات .

نظرية دالتون : تضمنت هذه النظرية عدة فرضيات أهمها أنّ المادة تتكون من دقائق صغيرة جداً غير قابلة للأنقسام تسمى ذرات .
[عدل] تركيب الذرة

أكثر النظريات التي لاقت قبولا لتفسير تركيب الذرة هي النظرية الموجية للإلكترون . وهذا التصور مبني على تصور بوهر مع الأخذ في الاعتبار الاكتشافات الحديثة والتطويرات في ميكانيكا الكم .

و التي تنص على :

* تتكون الذرة من جسيمات تحت ذرية ( البروتونات ،الإلكترونات ،النيوترونات.
o مع العلم بأن معظم حجم الذرة يحتوى على فراغ .
* في مركز الذرة توجد نواة موجبة الشحنة تتكون من البروتونات ،النيوترونات ( ويعرفوا على أنهم نويات )
o النواة أصغر 100,000 مرة من الذرة . فلو أننا تخيلنا أن الذرة بإتساع مطار هيثرو فإن النواة ستكون في حجم كرة الجولف

دالة الطول الموجي للمدار الإلكترونى للهيدروجين . عدد الكم الرئيسي على اليمين من كل صف وعدد الكم المغزلي موضح موجود على هيئة حرف في أعلى كل عمود .]]

* معظم الفراغ الذري تشغله مدارات تحتوى على الإلكترونات في توزيع إلكترونى محدد .
o كل مدار من نوع s يمكن أن يتسع لعدد 2 إلكترون ، محكومين بأربعة أرقام للكم ، عدد الكم الرئيسي ، عدد الكم الثانوي ، عدد الكم المغناطيسي ، وعدد الكم المغزلي.
o كل إلكترون في أي من المدارات له قيمة واحدة لعدد الكم الرابع والذي يسمى عدد الكم المغزلي المغناطيسي ، وقيمته إما s=+1/2 ( متجه إلى أعلى) أو s=-1/2 (متجه إلى أسفل) .
o المدارات ليست ثابتة ومحددة في الاتجاه وإنما هي مناطق حول النواة تمثل احتمال تواجد 2 إلكترون لهم نفس الثلاث أعداد الأولى للكم ، وتكون آخر حدود هذا المدار هي المناطق التي يقل تواجد الإلكترون فيها عن 90 % .
* عند انضمام الإلكترون إلى الذرة فإنه يشغل أقل مستويات الطاقة ، والذي تكون المدارات فيه قريبة للنواة ( مستوى الطاقة الأول ). وتكون الإلكترونات الموجودة في المدارات الخارجية ( مدار التكافؤ ) هي المسئولة عن الترابط بين الذرات. لمزيد من التفاصيل راجع “التكافؤ والترابط”

[عدل] مراحل اكتشاف بناء الذرة

حتي نهاية القرن التاسع عشر كان الاعتقاد سائدا بأن الذرة هي جسم صغير للعنصر لا ينقسم . وباكتشاف الإلكترون من العالم الإنجايزي تومسون في عام 1897 عن طريق تجربته الشهيرة بتجربة نقطة الزيت ، انفتح الطريق لاكتشافات أكبر من ذلك استغرقت نحو 35 عام حتي استطاع العلماء فك آخر أسرار الذرة حوالي عام 1930 . وبعدها بدء العلماء تكريس اهتمامهم لدراسة وتفسير بناء نواة الذرة نفسها .

* بعد اكتشاف تومسون للإلكترون عرف أنه يحمل شحنة كهربية سالبة . ثم خلفه العالم الإيرلندي إرنست رذرفورد الذي صوب في عام 1911 وابل من أشعة ألفا خلال شريحة رقيقة من الذهب ، والمعروف أن أشعة ألفا تحمل شحنة كهربية موجبة ، فلاحظ رزرفورد انحراف بعض أشعة ألفا عند تخللها الشريحة إنحرافا ً شديدا ً. وفسر ذلك بحدوث اصتدامات بين أشعة ألفا بمركز ثقيل في ذرة الذهب . وبما أن الإلكترونات التي في الذرة بوزنها الخفيف لا تستطيع التسبب في هذا الانحراف الكبير ، فلا بد وان تكون الشحنة الموجبة في الذرة متمركزة في النواة ، وأن الإلكترونات تدور حولها ، مثلما يحدث بالنسبة لدوران الكواكب حول الشمس . ولكن لم يستطع رزرفورد تفسير عدم انهيار الإلكترونات علي النواة طبقا لقانون التجاذب الكهرومعناطيسي حيث أن الإلكترونات سالبة الشحنة والنواة شحنتها موجبة .
* وجاء العالم الدنمركي نيلز بوهر في عام 1913 وافترض أن الإلكترونات لا بد وأن تتخذ حالات معينة حول النواة لا تفقد فيها طاقتها ، وسمى تلك الحالة بالحالة الأرضية للإلكترون . وافترض انه عند إثارة الذرة بالحرارة العالية مثلا ، فإن الإلكترون ينتقل من الحالة الأرضية إلى حالة أعلى من الطاقة ، وعند قفزته وعودته إلى الحالة الأرضية فإنه يـُطلق فارق الطاقة التي يحملها على هيئة فوتون أي شعاع ضوئي ذو تردد محدد.
* ولتفسير النظام المتتالي للعناصر طبقاً للجدول الدوري حيث يتزايد عدد الإلكترونات في الذرة بتزايد العدد الذري ، إقترح العالم الكيميائي الأمريكي لانجموير عام 1919 تواجد الإلكترونات في مجموعات حول النواة في أغلفة متطابقة فوق بعضها حول النواة . وبملاحظة أن بعض العناصر لا يتفاعل كيميائيا ً ، وجدأن تلك العناصر الخاملة تتميز باحتوائها على أعداد مميزة من الإلكترونات ، مثل الهيليوم ويحتوي على 2 من الإلكترونات ، والنيون ويحتوي على عدد 10 إلكترزنات ، والأرجون يحتوي على عدد 18 من الإلكترونات ، تم يتلوهم في الجدول الدوري غاز الكريبتون وهو يحتوي على 32 من الإلكترونات . فأبدى برأيه بأنه ليست جميع الإلكترونات الموجودة في الذرة تشترك في التفاعل الكيميائي ،وان إلكترونات معينة تشترك في التفاعل الكيميائي وسمى هذه إلكترونات التكافؤ .
* حوالي عام 1920 صنف العلماء الإلكترونات الموجودة في الذرة إلي مجموعات تتناسب مع خطوط الطيف التي يحصلون عليها للعناصر المختلفة ، والتي يميزون خطوطها بالأصناف s, p, d, f . وتوصلوا إلي خصيصة أن الإلكترونات التي تشغل أعلى مستوى للطاقة في الذرة تشكل مجموعة إلكترونات التكافؤ وأن تكون هذه موجودة في الأغلفة الخارجية. وأن الإلكترونات التي تملأ الأغلفة الداخلية في الذرة لها طاقة أقل من إلكترونات الموجودة في الغلاف الأعلي ، مما يجعل مثلاإلكترونات المدار 3d لها طاقة أعلى من طاقة المدار 4s ، ولهذا فهي تشترك في التفاعل الكيميائي ، وأما إلكترونات المدار 4s فلا تشترك .
* لم تستطع أي نظرية كلاسيكية تفسير توزيع خطوط الطيف للعناصر المختلفة ، وأصبح واضحا ً للعلماء في أوائل العشرينيات أن

رياضة بحتة جديدة يجب ابتكارها ، وان تأ خذ تلك الرياضة الجديدة خاصية مثنوية موجة-جسيم للإلكترون في الاعتبار. وخلال الأعوام 1923 – 1926 نجح العالم الألماني هيزنبرج والعالم النمساوي شرودنجر كل على حدة ، في ابتكار طريقتين رياضيتين جديدتين على أساس الطبيعة الموجية للإلكترون . واعتمد هيزنبرج على حساب المصفوفات ، وأما شرودنجر فاعتمدت طريقته على الميكانيكا الموجية ، وسميت هاتان الطريقتان ميكانيكا الكم .

* من خلال أعمال هيزنبرج وشرودنجر وضح أهمية إدخال عدد كم ثانوي ( أو السمتي )l إلى جانب عدد الكم الرئيسي n ، كعددان يحددان الطاقة الكمومية لكل إلكترون في الذرة . فعدد الكم الرئيسي n يحدد عددالإلكترونات الكلي في الذرة بحسب العلاقة

2n2 ، أي أن الغلاف n=1 يحتوي على 2 إلكترون ، و الغلاف n=2 على 8 إلكترونات ، والغلاف n=3 يحتوي على 18 إلكترون ، وهكذا . ويرتبط عدد الكم الثانوي l بعدد الكم الرئيسي n بالعلاقة l=0, 1, 2 ,.. <n-1 . وهو يشكل ما يسمى تحت الأغلفة أو المدارات ، ويحدد عدد الإلكترونات في كل مدار بالعلاقة 2(2l+1).

* وتبلور خلال عام 1929 النموذج المداري للذرة كالآتي :

l=0 ويسمى مدار s ويمكن أن يحتوي على 2 إلكترون .

l=1 ويسمى مدار p ويمكن أن يحتوي على 6 إلكترونات (الغلاف الثاني وأعلاه)

l=2 ويسمى مدار d ويمكن أن يحتوي على 10 إلكترونات (الغلاف الثالث وأعلاه)

l=3 ويسمى مدار f ويمكن أن يحتوي على 14 إلكترون (الغلاف الرابع وأعلاه) وهكذا .

* بذلك تمكن العلماء من تفسير البناء الذري للعناصر من الخفيف إلى الثقيل كالآتي:

الإيدروجين : عدد الإلكترونات 1 ويشغل المدار 1s1

الهيليوم : عدد الإلكترونات 2 ويشغلان المدار 1s2

الليثيوم : عدد الإلكترونات 3 ويشغلون المدارين 1s2 2s1

البريليوم : عدد الإلكترونات 4 ويشغلون المدارين 1s2 2s2

البورون : عدد الإلكترونات 5 ويشغلون المدارات 1s2 2s2 2p1 ،

النيون : عدد الإلكترونات 10 ويشغلون المدارات 1s2 2s2 2p6 وهكذا.

ويلاحظ أن العناصر الخاملة مثل الهيليوم و النيون تتميز بأغلفة ممتلئة تماما ً ، الهيليوم وله الغلاف الأول ممتلئ ب 2 إلكترون والنيون له غلافين ،الأول ممتلئ ب 2 إلكترون والغلاف الثاني ممتلئ ب 2 + 6 إلكترونات ، وهذا سر خمولها .

العنصر التالي للنيون هو الصوديوم وله 11 إلكترون ، تتوزع فيه الإلكترونات العشرة الأولى بالضبط كما في النيون ، أما الإلكترون رقم 11 فيشغل المدار 3s1 ولهذا نجد أن الصوديوم ذو نشاط كيميائي كبير ، وإلكترونه رقم 11 هو إلكترون تكافؤ.

* ومع كل هذا النجاح استلزم التحليل الدقيق لأطياف العناصر إدخال عددين كموميين آخرين ، لهما شأن أيضا ولو ضئيل في تحديد الطاقة الكمومية لكل إلكترون في الذرة ، وهما :

عدد الكم المغناطيسي ml وهو يأخذ القيم من l إلي l- ،

وعدد الكم المغزلي ms وهو يأخذ القيم 2/1 أو 2/1- .

وقد اضطر العلماء إدخال هذان العددين الكمومين لتفسير ظاهرة انقسام خطوط الطيف تحت تأثير مجال مغناطيسي خارجي وهذا التأثير يـُعرف بتأثير زيمان والذي اكتشفه العالم الهولندي زيمان ، كما تنشق أيضا ً خطوط الطيف تحت تأثير مجال كهربائي خارجي ، وهذا التأثير اكتشقه العالم الألماني شتارك ويسمى باسمه تأثير شتارك ، وأمكن بذلك تحديد حالة وطاقة كل إلكترون في الذرة بأربعة أعداد كمومية هي : n, l, ml , ms

بدقة كاملة . وهذا مطابق تماماً مع مبدأ استبعاد باولي الذي صاغه العالم النمساوي ولفجانج باولي عام 1925 ، ذلك المبدأ الذي ينص على أن جسمين كموميين مثل الإلكترون ، لا يصح لهما أن يحتلا نفس الحالة الكمومية في الذرة . ونجد أن الإكترونان في ذرة الهيليوم مثلا يشغلان المدار 1s2 ولهما نفس الطاقة الكمومية ولكن يتخذ أحد الإلكترونين الحالة المغزلية 2/1 = ms ، ويتخذ الإلكترون الثاني الحالة المغزلية 2/1- = ms .

* ينطبق مبدأ باولي علي جميع الجسيمات الأساسية ذات العدد الكموي 2/1 = ms، مثل الإلكترون والبروتون والنيوترون ، وغيرها.