آموزش شیمی دبیرستان / استان خوزستان

بخش اول
ساختار اتم

مطالعه روي عنصرها به حدود ۲۵۰۰ سال پيش برمي گردد. دالتون با استفاده از واژه هاي يوناني اتم که به معناي تجزيه ناپذير است ، ذره هاي سازنده عنصرها را توضيح داد. وي نظريه ي خود را در هفت بند بيان کرد. اگر چه امروز مي دانيم که اتمها خود از ذرات کوچکتري تشکيل شده اند اما هنوز باور داريم که اتم کوچکترين ذره اي است که خواص شيميايي و فيزيکي يک عنصر به آن بستگي دارد.  

  الکترون نخستين ذره زير اتمي

اجراي آزمايشهاي بسياري با الکتريسته ، مقدمه اي براي شناخت ساختار دروني اتم بوده است. کشف الکتريسته ساکن، وقوع واکنش شيميايي به هنگام عبور جريان برق از ميان محلول يک ترکيب شيميايي فلزدار (الکتريسته يا برقکانت) ، و آزمايشهاي بسيار روي لوله ي پرتو کاتدي منجر به شناخت الکترون شد. لوله پرتو کاتدي لوله اي شيشه اي است که بيشتر هواي آن خارج شده است.در دو انتهاي اين لوله دو الکترود فلزي نصب شده است . هنگامي که يک ولتاژ قوي بين اين دو الکترود اعمال شود ، پرتوهايي از الکترود منفي (کاتد) به سمت الکترود مثبت (آند) جريان مي يابد که به آن پرتوهاي کاتدي مي گوين. اين پرتوها بر اثر برخورد با يک ماده ي فلوئور سنت نور سبز رنگي ايجاد مي کنند. تامسون موفق شد نسبت بار به جرم الکترون را به کمک اين آزمايشها اندازه گيري کند.
پس از آن رابرت ميليکان توانست مقدار بار الکتريکي الکترون را اندازه بگيرد. به اين ترتيب جرم الکترون نيز با کمک نسبت بدست آمده تامسون محاسبه شد. بار الکترون 1/602 * 10-19 و جرم الکترون 9/109* 10-28 است.  

  پرتو زايي

در حالي که تامسون روي پرتوهاي کاتدي آزمايش کرد، هم زمان بکرل فيزيک داني که روي خاصيت فسفر سانس مواد شيميايي کار مي کرد با پديده ي جالبي روبرو شد. اين پديده پرتوزايي و مواد داراي اين خاصيت پرتوزا ناميده شد.

بعد از آن رادرفورد به اين موضوع علاقه مند شد و پس از سالها تلاش فهميد، اين تابش خود ترکيبي از سه نوع تابش مختلف آلفا ، بتا، و لاندا مي باشد.  

تامسون پس از کشف الکترون ساختاري براي اتم پيشنهاد کرد که در آن الکترون ها با بار منفي در فضاي ابر گونه با بار مثبت پراکنده اند و جرم اتم را مربوط به جرم الکترون ها مي دانست ، حال آنکه فضاي ابرگونه مثبت را بدو ن جرم مي دانست.  

رادرفورد نتوانست تشکيل تابشهاي حاصل از مواد پرتوزا را به کمک مدل اتمي تامسون توجيه کند. و پس از آزمايشهاي بسيار ، نادرست بودن مدل تامسون را اثبات کرد. او در آزمايش خود ورقه نازکي از طلا را با ذرههاي آلفا بمباران کرد، به اميد آنکه همه ي ذره هاي پرانرژي و سنگين آلفا که داراي بار مثبت نيز هستند با کمترين انحراف از اين ورقه نازک طلا عبور کنند. اما مشاهده کرد که تعداد کمي از ذرات منصرف شده خارج مي شوند و تعداد بسيار کمي از آن به طور کامل منحرف شده و به عقب برمي گردند.  

پس نتيجه گرفت که حتماً يک هسته کوچک در مرکز اتم وجود دارد که محل تمرکز بارهاي مثبت است و تقريباً تمام جرم اتم نيز در درون اين هسته است که توانايي به عقب راندن ذره هاي سنگين و پرانرژي آلفا را دارد.
رادرفورد با استفاده از نتايج اين آزمايش مدل «اتم هسته دار» را پيشنهاد کرد.  

  ديگر ذره هاي سازنده اتم

پروتون ذره اي با بار نسبي +۱ و جرمي ۱۸۳۷ با رسنگين تر از جرم الکترون ، دومين ذره ي سازنده اتم است.
نوترون ذره اي است که بار الکتريکي ندارد و جرم آن برابر جرم پروتون است ، سومين ذره ي سازنده اتم است.
عدد اتمي ، عددي است که تعداد پرتون ها را در اتم مشخص مي کند و با Z نشان داده مي شود.
از آنجا که اتم ذره اي خنثي است، بنابر اين تعداد الکترونها و پروتونهاي آن بايد برابر باشد، پس عدد اتمي تعداد الکترونها در يک اتم را نيز مشخص مي کند.  

  عدد جرمي و ايزوتوپها

به مجموع تعداد پروتونها و نوترونهاي يک اتم عدد جرمي مي گويند. عدد جرمي با A نشان داده مي شود. A = Z+ N
اندازه گيري جرم اتمها با کمک دستگاه طيف سنج نشان مي دهد که همه اتمهاي يک عنصر جرم يکساني ندارند. از آنجا که عدد اتمي در واقع تعداد پروتونها در همه اتمهاي يک عنصر يکسان است، پس تفاوت جرم بايد مربوط به تعداد نوترونهاي موجود در هسته ي اتم باشد. اين مطالعات به معرفي مفهوم ايزوتوپ انجاميد. ايزوتوپها اتمهاي يک عنصر هستند که عدد اتمي يکسان و عدد جرمي متفاوت دارند. براي مثال آزمايشها وجود دو ايزوتوپ کلر – ۳۵ (CL۳۵۱۷) و کلر – ۳۷ (CL۳۷۱۷) را به اثبات رسانده است.  

  شيمي دانها اطلاعات هر اتم را بصورت زير مي نويسند:

  جرم يک اتم

شيم دانها براي بيان جرم عنصرها بدين صورت عمل کردند که فراوان ترين ايزوتوپ کربن يعني کربن ۱۲ (126C) را بعنوان استاندارد انتخاب کردند و جرم عنصرهاي ديگر را با استفاده از نسبتهايي که در محاسبات آزمايشگاهي بدست آمده بود، بيان کردند.

به عنوان مثال جرم اتم اکسيژن ۱/۳۳ برابر جرم اتم کربن است. با توجه به اينکه جرم اتم کربن ۱۲ مي باشد جرم اتم اکسيژن را محاسبه کرد. در اين مقياس جرم اتم اکسيژن برابر ۱۶/۰۰۰ خواهد شد.

واحد جرم اتمي amu است که کوتاه شده ي عبارت atomic mass unitاست. در اين مقياس جرم پروتون و نوترون lamu است.
با توجه به وجود ايزوتوپها و تفاوت در فراواني آنها، براي گزارش جرم نمونه هاي طبيعي از اتم عنصرهاي مختلف جرم اتمي ميانگين بکار مي رود.  

  طيف نشري خطي

رابرت بونزن شيميدان آلماني دستگاه طيف بين را طراحي کرد. هنگامي که او مقداري از يک ترکيب مس دار مانند کات کبود را در شعله ي مشعل دستگاه قرار داد، مشاهده کرد که شعله از آبي و سبز تغيير رنگ داد. او اين نور سبز رنگ را از يک منشور عبور داد و الگويي مانند شکل ۴ بدست آورد. او اين الگو را طيف نشري خطي ناميد. هر فلز طيف نشري خطي خاص خود را داراست و مانند اثر انگشت مي توان از اين طيف براي شناسايي فلز مورد نظر بهره گرفت.  

  مدل اتمي بور

در سال ۱۹۱۳ نيلز بور دانشمند دانمارکي مدل تازه اي را براي اتم هيدروژن با فرضهاي زير ارائه کرد:
1– الکترو در اتم هيدروژن در مسيري دايره اي شکل به دور هسته گردش مي کند.
2– انرژي الکترون با فاصله ي آن از هسته رابطه مستقيم دارد.
3– اين الکترون فقط مي تواند در فاصله هاي معين و ثابتي پيرامون هسته گردش کند. در واقع الکترون تنها مجاز است که مقادير معيني انرژي را بپذيرد. به هريک از اين مسيرهاي دايره اي، تراز انرژي مي گويند.
4– اين الکترون معمولاً در پائين ترين تراز انرژي ممکن قرار دارد. به اين تراز انرژي حالت پايه مي گويند.
5– با دادن مقدار معيني انرژي به اين الکترون مي توان آن را از حالت پايه (ترازي با انرژي کمتر) به حالت برانگيخته (ترازي با انرژي بالاتر) انتقال داد
6– الکترون در حالت برانگيخته ناپايدار است ، از اين رو همان مقدار انرژي را که پيش از اين گرفته بود از دست مي دهد و به حالت پايه برمي گردد.
به اين گونه انرژي که بصورت يک بسته ي انرژي مبادله مي شود، انرژي کوانتومي يا پيمانه اي مي گويند. بور با کوانتيده در نظر گرفتن ترازهاي انرژي توانست طيف نشري خطي هيدروژن را توجيه کند.  

  مدل کوانتومي اتم

اين مدل در سال ۱۹۲۶ توسط اروين شرودينگر مطرح شد. وي در اين مدل از حضور الکترون در فضايي سه بعدي به نام اوربيتال سخن به ميان آورد. همانگونه که براي مشخص کردن موقعيت يک جسم در فضا به سه عدد (طول ، عرض و ارتفاع) نياز است، براي مشخص کردن هر يک از اوربيتالهاي يک اتم نيز به چنين داده هايي نياز داريم. شرودينگر به اين منظور از سه عدد M1 و L و n استفاده کرد که عددهاي کوانتومي خوانده مي شوند.  

  عدد کوانتومي اصلي (n) :

عددي است که بور براي مشخص کردن ترازهاي انرژي يا همان لايه هاي الکتروني بکار برد. ۱= n پايدارترين لايه انرزي را نشان مي دهد. هر چه n بالاتر رود سطح انرژي لايه هاي الکتروني افزايش مي يابد و فاصله ي آن لايه از هسته دورتر مي شود. لايه هاي الکتروني خود از گروههاي کوچک تر به نام زير لايه تشکيل شده اند.عدد n تعداد زير لايه هاي هر لايه را هم مشخص مي کند. مثلاً در لايه الکتروني ۲= n دو زير لايه وجود دارد.

عدد کوانتومي اوربيتالي (L) نشان دهنده ي شکل ، انرژي و تعداد اوربيتال ها است.
L مي تواند مقادير ۰ تا 1 - n را در بر بگيرد.

1 اوربيتال کردي;    L=0 -> S
اوربيتال دمبلي;   L=1 -> 3P
5 اوربيتال;    L=2 -> D
7 اوربيتال ;   L=3 -> F

عدد کوانتومي مغناطيسي (۱m) :
جهت گيري اوربيتالها را در فضا معين مي کند. ۱m مي تواند مقاديري از L – تا L + دارا باشد. با در نظر گرفتن محورهاي X ، y ، z قرار مي گيرد و به صورت pX ؛ pY ؛ pZ نشان داده مي شود. براي آدرس دادن اوربيتال ها به شيوه ي زير عمل مي شود:

براي مثال2px نشان مي دهد که اين اوربيتال دمبلي شکل در لايه هاي الکتروني دوم و در زير لايه ي p قرار دارد و در راستاي محور Xها جهت گيري کرده است.

عدد کوانتومي مغناطيسي اسپين (MS) : مربوط به جهت حرکت الکترون به دور خودش است. دانشمندان افزون بر حرکت اوربيتالي ، يک حرکت اسپيني نيز به الکترون نسبت داده اند (حرکت الکترون به دور خود MS تنها دو مقدار (½+ براي چرخش در جهت عقربه هاي ساعت و ½- براي چرخش در خلاف جهت حرکت عقربه هاي ساعت) دارد.

طبق اصل پائولي در هر اوربيتال حداکثر دو الکترون آن هم با اسپين مخالف قرار مي گيرند.

اگر براي رسم آرايش الکتروني اتم عنصرهاي ديگر از اتم هيدروژن شروع کنيم و سپس يک به يک بر تعداد پروتونهاي درون هسته بيفزائيم، بدين گونه اتم عنصرهاي سنگين تر از هيدروژن را به ترتيب افزايش عدد اتمي ساخته ايم. به اين شيوه، اصل آفبا مي گويند.

سوالات تشريحي
1- اجزاي اتم 80 122 Hg را مشخص کنيد.
۸۰=تعداد پروتونها = تعداد الکترون ها
۴۲= 80 - 122 = N = A - Z = تعداد نوترونها

2- برم داراي دو ايزوتوپ مقابل است ،
7925BR
50/54%=فراواني
9183 /78=جرم اتمي

8125BR
49/96%=فراواني
9163 /80=جرم اتمي
جرم اتمي متوسط برم چقدر است؟
جرم اتمي متوسط برم (Br)
= ( 50/54 / 100 * 78 /9183 ) + ( 49/96 / 100 * 80/9163 ) = 79/93amu

3- نماد کامل عنصر را بنويسيد:

3530Zn

۴- تفاوت عدد جرمي و جرم اتمي يک عنصر چيست؟
جرم اتمي يک عنصر ميانگين جرم ايزوتوپهاي آن عنصر است. در حالي که عدد جرمي مجموع تعداد پروتونها و نوترونهاي آن است.

۵- آرايش الکتروني اتمهاي زير را به صورت زير لايه اي رسم کنيد
2311na ----> 1s2 _ 2s2 ; 2p6 _ 3s1
5927na ----> 1s2 _ 2s2 ; 2p6 _3s2 ; 3p6 _ 3s2 ; 3p6 _4s2 ; 3d7

3517cl ----> 1s2 _ 2s2 ; 2p6 _ 3s2 ; 3p5

۶- نقره داراي دو ايزوتوپ است. يکي 10747Ag با درصد فراواني ۵۱/۸۴ و جرم amu ۱۰۶/۹۰۵ و ديگري 10947Ag با جرم amu ۱۰۸/۹۰۴۷ است. جرم اتمي متوسط نقره را محاسبه کنيد.
51/48 - 100 = 16/ 48 10947Ag درصد فراواني
جرم اتمي متوسط Ag
= ( 51/84 / 100 * 106/9050 ) + ( 48/16 / 100 * 108/9047 ) = 107/87 amu

۷- در هر يک از موارد زير ، لايه هايي را که الکترونهايي با مشخصات داده شده در آن قرار مي گيرند مشخص کنيد.
الف) n=۲ و L= ۰ ---> ۲S
ب) n=۳ و L= ۱ ---> ۳S
ج) n=۵ و L= ۳ ---> ۵ F
د) n=۷ و L= ۰ ---> ۷S

8- کربن داراي دو ايزتوپ است.يکي 126C با جرم اتمي amu ۱۲ و ديگري با جرم اتمي ۱۳/۰۰۳ amu ، جرم اتمي متوسط کربن amu ۱۲/۰۱۱ است. درصد فراواني 126Cرا محاسبه کنيد.
(جرم 136C)(فراواني 136C)+(جرم 126C) (فراواني 126C)= جرم اتمي متوسط کربن
اگر فراواني 126C را X در نظر بگيريم ، (X1- X) فراواني 136C خواهد بود . در نتيجه :
12.011=( ۱۳/۰۰۳ )(X1-X ) +( ۱۲ )( X )
۱۲.۰۱۱=۱۳/۰۰۳ – ۱۳/۰۰۳X + X۱۲
۱/۰۰۳ X = ۰/۹۹۲ ---> X = ۰/۹۸۹
Xدرصد = درصد C126=
0/ ۹۸۹ ×۱۰۰ = %۹۸/۹

9- نماد اتمي را که شامل ۸۰ پروتون و ۱۲۲ نوترون باشد، نمايش دهيد (اتم را با حرف X نمايش دهيد)
80+12280X ----> 20280X

10- با افزايش عدد کوانتومي (n) چه تغعييري در انرژي الکترون ايجاد ميَ شود؟ چرا ؟
مقدار انرژي الکترون بالاتر مي رود ، چون n مربوطه به تراز يا لايه است. و هرچه تراز بالاتر باشد، انرژي الکترون هم بيشتر مي شود.

سوالات چهار گزينه اي
1- تفاوت دو ايزوتوپ از يک عنصر در کدام خاصيت آنهاست؟
الف) تعداد الکترون ها
ب) تعداد پروتونها
ج) عدد اتمي
د) جرم اتمي

2- اعداد کوانتومي n ، L و m1 رت براي پرانرژي ترين الکترون عنصر k مشخص کنيد.

الف) ۴و ۰ و ۰
ب) ۱ و ۰ و ۳
ج) ۴ و ۰ و 1-
د) ۳ و ۰ و ۰

3- اين اصل که مي گويد «هيچ اوربيتالي در يک اتم نمي تواند بيش از دو الکترون در خود جاي دهد» مربوط به کدام دانشمند است.
الف) هوند
ب) تامسون
ج) پائولي
د) رادرفور

4- ترتيب پر شدن ترازهايp ۳، d۳،P ۴،S ۴،S ۳ به چه صورت است.
الف) a 3s --> 3p --> 4s --> 3d --> 4s --> 4p
ب) a 3s --> 3p --> 4s --> 3d --> 4p
ج) a 3d --> 3s --> 3p --> 4s --> 4p
د) a 3s --> 3d --> 3p --> 4s --> 4p

5- در آرايش الکتروني کداميک از عنصرهاي واسطه ي زير تعداد الکترونهاي d ۳ ، p ۳ برابرند؟
الف) mn25
ب)Fe26
ج)co27
د) cu29

6- دو اتم ايزوتوپ در کدام مورد با هم تفاوتي ندارند؟
الف) تعداد الکترونها
ب) تعداد نوترونها
ج) عدد جرمي
د) خواص فيزيکي

7- در يون 5214X6 ، تفاوت تعداد الکترونها و نوترونها چند است ؟
الف) ۸
ب) ۹
ج) ۱۰
د)۱۱

8- تعداد الکترونها، پروتونها ونوترونهاي يون 4822ti2 به ترتيب چند است ؟ ( از چپ به راست)

الف) ۲۲-۲۲-۲۶
ب) ۲۴-۲۲-۲۰
ج) ۲۴-۲۰-۲۲
د)۲۶-۲۲-۲۰

9- واحد جرم اتمي (amu) کدام مورد زير است ؟
الف)1/12 جرم 13C تعريف شده است.
ب) 1/16 جرم 12Cتعريف شده است.
ج) 1/12 جرم 16O تعريف شده است.
د) جرم ۱ اتم 11H تعريف شده است

10- کوانتوم مقدار انرژي لازم براي جهش الکترون در کدام مورد زير است ؟
الف)از 2s به 2p
ب) از 3p به 3d
ج) از 3p به 4s
د) از 3s به ۳P

بخش دوم
خواص تناوبي عنصرها

مندليف پس از سالها مطالعه متوجه شده که اگر عنصرها را بر حسب افزايش تدريجي جرم آنها در رديفهاي کنار يکديگر بگذارد و آنهايي را که خواص فيزيکي و شيميايي نسبتاً مشابه دارند در يک گروه زير يکديگر قرار دهد، عنصرها به ترتيبي سازماندهي مي شوند که خواص آنها با نظم و ترتيب خاص تغيير مي کند. اما در جدول مندليف در چند مورد نيز بي نظمي هايي مشاهده مي شد، زيرا او مجبور بود در مواردي در يک ستون قرار دادن عنصرهايي با خواص مشابه . ترتيب قرار گرفتن عنصرها بر اساس افزايش جرم ناديده بگيرد.  

  جدول تناوبي امروزي عنصرها

هنري موزلي عنصرها را براساس افزايش عدد اتمي مرتب کرد، به اين جدول ، جدول تناوبي عنصرها مي گويند. اين جدول براساس قانون تناوبي عنصرها استوار است. بر طبق اين قانون هر گاه عنصرها را بر حسب افزايش عدد اتمي در کنار يکديگر قرار دهيم خواص شيميايي و فيزيکي آنها بصورت تناوبي تکرار مي شود. مهمترين نکته در جدول تناوبي تشابه آرايش الکتروني عنصرهاي يک خانواده در بسياري از گروههاي اين جدول است .  

  ويژگي هاي گروهي عنصرها
عنصرها به چهار دسته تقسيم مي شوند.

فلزها:
مانند عنصرهاي قليايي ، قليايي خاکي ، واسطه و ... با خواص رسانايي برق و الکتريسته و چکش خواري و شکل پذيري و دارا بودن سطح براق

نافلزها :
بر خلاف فلزات رسانا نيستند و چکش خوار نيستند و شکننده اند مثل گوگرد.
برخي نافلزها مثل اکسيژن و نيتروژن در فشار atm ۱ و دماي اتاق به صورت گاز هستند.

شبه فلزها:
اگر يک عنصر را نتوان جزو فلزها يا نافلزها طبقه بندي کرد ، آن را جزو شبه فلزها قرار مي دهيم مثل سيليسيم.  

  گروهاي عناصر
گروه اول – فلزهاي قليايي

اين عنصرها همگي فلزهايي نرم و واکنش پذير هستند. سطح آنها براق است و در مجاورت هوا به سرعت، با اکسيژن هوا ترکيب مي شوند. اين فلزها داراي خواص شيميايي و فيزيکي مشابه هستند. آرايش الکتروني آنها، بعد از گاز نجيب ماقبلشان به صورت ۱ ns است و بشدت تمايل دارند که تنها الکترون لايه آخرشان را از دست بدهند تا به آرايش گاز نجيب ماقبلشان برسند

  گروه دوم – فلزهاي قليايي خاکي

اين عنصرها نسبت به گروه فلزهاي قليايي سفت تر و چگالتر هستند و نقطه ذوب بالاتري دارند.
واکنش پذيري شيميايي آنها نسبت به فلزهاي قليايي کمتر است. آرايش الکتروني آنها بعد از گاز نجيب ماقبلشان به صورت Ns2 است و تمايل دارند که دو الکترون لايه آخرشان را از دست بدهند تا به آرايش گاز نجيب ماقبلشان برسند.

  گروههاي سوم تا دوازدهم – عنصرهاي واسطه

اين عنصرها همگي فلز هستند. بجز جيوه ، اين فلزها از فلزهاي قليايي و قليايي خاکي سخت تر ،چگال تر و دير ذوب تر هستند. اوربيتالهاي زير لايه ي d آنها در حال پرشدن است.
دو دسته ديگر از عنصرها که عنصرهاي واسطه داخلي ناميده مي شوند لانتانيدها و آکتينيدها هستند.
لانتانيدها فلزهايي براق با واکنش پذيري بالا هستند. اکتينيدها هسته ي ناپايدار دارند و به اين علت از جمله عنصرهاي پرتوزا بشمار مي روند. مشهورترين اکتنيدها اورانيم است.  

  گروههاي سيزدهم تا هجدهم

اين عنصرها برخي فلزها، نافلزها، شبه فلزها و گازهاي نجيب را شامل مي شود. اوربيتال P در حال پرشدن است. از ميان آنها گروه هفدهم و هجدهم نامهاي اختصاصي هالوژنها و گازهاي نجيب را دارند.
هالوژن ها واکنش پذيرترين نافلزها هستند. آرايش الکتروني آنها به صورت ۵ np است و به شدت تمايل دارند که يک الکترون گرفته و به آرايش گاز نجيب بعد از خودشان برسند. هالوژن در زبان لاتين به معناي نمک ساز است.

  روند تغيير شعاع اتمي در جدول تناوبي عنصرها

با حرکت از بالا به پائين در يک گروه جدول به ازاي هر تناوب يک لايه الکتروني جديد به تعداد لايه هاي الکتروني عنصرها افزوده مي شود. بنابر اين شعاع اتمي در يک گروه از بالا به پائين افزايش مي يابد.

در هر تناوب از چپ به راست شعاع اتمي کاهش پيدا مي کند چون نيروي جاذبه ي هسته ( بار موثر هسته) بر الکترونهاي لايه آخر افزايش مي يابد. در حاليکه به دليل ثابت بودن تعداد لايه هاي الکتروني اثر پوششي الکترون هاي دروني تقريباً ثابت است.  

  روند تناوبي تغيير انرژي يونش عنصرها

در يک گروه از بالا به پائين با افزايش اندازه اتم انرژي يونش کم مي شود. در هر تناوب از چپ به راست انرژي يونش افزايش مي يابد زيرا در اين جهت بار موثر هسته رو به افزايش است.  

  روند تناوبي تغيير الکترو نگاتيوي عنصرها

الکترونگاتيوي يک اتم ميزان تمايل نسبي آن اتم براي کشيدن الکترونهاي يک پيوند کووالانسي به سمت هسته ي خود است. مقادير الکترو نگاتيوي در يک گروه از بالا به پائين کاهش و در يک دوره از چپ به راست افزايش مي يابد. بنابر اين فلوئور بيشترين الکترونگاتيوي و سزيم کمترين الکترونگاتيوي را داراست. (در اين بررسي گازهاي نجيب را در نظر نمي گيريم زيرا اين عنصرها به تعداد کافي ترکيبهاي شيميايي تشکيل نمي دهند)  

  سؤالات
1- در هر يک از موارد زير کدام ذره شعاع بيشتري دارد؟

Cl , Cl ---> -Cl-
Na , Na+ ---> Na
F , -Cl ---> -Cl-
ca2+ , Ga3+ ---> ca2+  

  2- به ترتيب افزايش شعاع مرتب کنيد.
(Na , Mg , P)
(Br- , Ca2+ , K+)

Na > Mg > P
Br- > K+ >Ca  

  3- چرا در دوره دوم جدول تناوبي مندليف فقط ۸ عنصر وجود دارد؟

زيرا در اين عنصرها جمعاً ۸ الکترون وارد زير لايه ها مي شود،2 الکترون در 2s و ۶ الکترون در2p  

  4- عنصرهاي مقابل را بر حسب کاهش انرژي يونش ۱ E مرتب کنيد.
Ne ،F ،Be، C، O

Ne>F>O>C>Be

5- محل دقيق هر يک از اتمهايي را که آرايش الکتروني آنها در زير آمده است مشخص کنيد.

بخش سه
ترکيبهاي يوني

در بخش قبل ملاحظه کرديد که اتمهاي گازهاي نجيب داراي آرايش پايدار هستند زيرا تمام اوربيتالهاي لايه ظرفيت آنها پرشده است ( ns2 - np6) اتمهاي ديگر هم تمايل دارند که خود را به آرايش الکتروني گاز نجيب قبل يا بعد از خودشان برسانند. وقتي اتمي به آرايش هشتايي پايدار مي رسد، از واکنش پذيري آن کاسته مي شود و ديگر تمايلي به تشکيل پيوندهاي ديگر از خود نشان نمي دهد.

مشاهده ها نشان مي دهد که فلزها با از دست دادن الکترونهاي ظرفيت خود به آرامش هشتايي مي رسند و تبديل به کاتيون (يون مثبت) مي شوند. در حالي که نافلزها با گرفتن الکترون به اين آرايش پايدار مي رسند و تبديل به آنيون (يون منفي) مي شوند.

  يونهاي تک اتمي

به هر يوني که از يک اتم آن هم بر اثر گرفتن يا از دست دادن يک يا چند الکترون تشکيل مي شود يون تک اتمي مي گويند.
فلزهاي گروه اول با از دست دادن يک الکترون تبديل به کاتيون با بار +۱ ميشوند مثل Na+
فلزهاي گروه دوم ، با از دست دادن دو الکترون تبديل به کاتيون ۲+ مي شوند مثل ۲+ Mg
نافلزهاي گروه ۶۱ با گرفتن دو الکترون به آنيوني با بار ۲- تبديل مي شوند مثل ۲- O

نافلزهاي گروه ۷۱ با گرفتن دو الکترون به آنيوني با بار ۱- تبديل ميشوند مثل Cl-
بعضي فلزهاي واسطه بدون داشتن آرايش الکتروني گاز نجيب به پايداري مي رسند. برخي از اين عنصرها مي توانند يونهايي با بار متفاوت داشته باشند مثل
+۲ Fe و ۲+ Fe يا ۳+ Mn و۳+ Mn

اين يونها را به ترتيب يون آهن (II ) و يون آهن (III) يا يون منگنز (II) و يون منگنز (III) مي نامند.  

  ترکيبهاي يوني

يک مثال متداول براي اين ترکيبها نمک خوراکي (سديم کلريد) است. نمکها از ذره هاي بارداري تشکيل شده اند که در نتيجه ي دادو ستد الکترون بوجود آمده اند. به نيروي جاذبه اي که بين اين ذره هاي باردار، بار ناهمنام وجود دارد پيوند يوني مي گويند. در تمام نمکها اين نوع پيوند وجود دارد. اين نيروي جاذبه محدود به يک کاتيون و يک آنيون نيست بلکه در تمام جهتها و ميان همه ي يونهاي ناهمنام مجاور و در فواصل مختلف وجود دارد . تعداد بسيار زيادي از يونهاي ناهمنام به سمت يکديگر کشيده مي شوند و آرايش منظمي را بوجود مي آورند.

آرايش يونها در نمکها به صورت يک الگوي تکراري است و اين الگو در سراسر بلور تکرار مي شود. به ساختاري که بر اثر چيده شدن ذره هاي سازنده ي يک جسم در سه بعد بوجود مي آيد، شبکه بلور آن جسم مي گويند.
هر ترکيب شيميايي که يونهاي با بار مخالف ذره هاي سازنده آن باشند يک ترکيب يوني يا نمک است.

ترکيبهاي يوني در حالتي که يون ها بتوانند آزادانه حرکت کنند رساناي خوبي براي جريان برق هستند (نمک محلول در آب)
مقدار انرژي آزاد شده به هنگام تشکيل يک مول جامد يوني از يونهاي گازي سازنده آن را انرژي شبکه مي گويند. اين انرژي مي تواند معيار خوبي براي اندازه گيري قدرت پيوند در ترکيبهاي يوني باشد. به عنوان مثال انرژي شبکه سديم کلريد
Kj.mol -۱ ۷۸۷/۵ است .
ترکيبهاي يوني نقطه ذوب و نقطه جوش بالايي دارند چون نيروي جاذبه بين يونهاي آن خيلي قوي است.
بلور نمکها به نسبت سخت و شکننده است. يونها در شبکه ي بلور به صورت منظم قرار گرفته اند. ترکيب يوني سخت است ، زيرا براي شکستن همه ي پيوندهاي ميان يونها انرژي بسيار زيادي لازم است.

در هر حال چنانچه بر اثر ضربه ي چکش يکي از لايه ها اندکي جابجا شود، آنگاه بارهاي ناهمنام کنار هم قرار مي گيرند و به دليل اثر دافعه ميان يونهاي هم نام شبکه بلور به هم مي ريزد و مي شکند.  

  ترکيبهاي يوني دو تايي

به ترکيبهاي يوني متشکل از دو عنصر ترکيبهاي دو تايي مي گويند مثل نمک خوراکي که از دو عنصر سديم و کلر تشکيل شده است. برا ي نمايش ترکيبهاي يوني دو تايي ابتدا نماد شيميايي کاتيون و سپس نماد شيميايي آنيون را مي نويسيم. براي نام گذاري هم نخست نام کاتيون و سپس نام آنيون را مي نويسيم. به عنوان مثال :

  يونهاي چند اتمي

ترکيبهاي يوني مثل سديم سولفات پتاسيم و آمونيوم نيترات وجود دارند که يونهاي سازنده ي آنها از دو يا چند اتم يکسان يا متفاوت تشکيل شده است. به اين يونها چند اتمي مي گويند. براي مثال در آمونيوم نتيرات ، کاتيون +۴ NH و آنيون ۳- NO است. بار کاتيون ۱+ و بار آنيون ۱- است . بنابر اين فرمول شيميايي اين نمک به صورت۳ NO ۴ NH است و نسبت کاتيون به آنيون ۱ به ۱ است.

فرمول يوني يک ترکيب يوني چندتايي را مي توان در دو مرحله خلاصه کرد . به نوشتن فرمول شيميايي آمونيوم کربنات توجه کنيد.
۱- نماد شيميايي يون آمونيوم +۴ NH و کربنات (Co۲- ۳ ) است. ابتدا کاتيون و سپس آنيون را مي نويسيم : ۳ NH۴Co است.
برخي نمکهاي آب تبلور دارند

يونهاي موجود در برخي از نمکها مي توانند با ملکول هاي آب پيوند تشکيل دهند. اين ترکيبها را نمکهاي آبپوشيده مي گويند مانند مس (||) سولفات ۵ آبه، 5H2O ، CUSO4 مشاهده مي کنيد که تعداد مولکوهاي آب تبلور را پس از نوشتن فرمول شيميايي مشخص مي کنند.  

  سوالات
1- يونهاي مثبت و يونهاي منفي ترکيبهاي زير را مشخص کنيد.

  ۳ – کدام ترکيبها داراي انرژي شبکه بيشتري هستند؟ چرا؟

K2SO4 --> K2SO4 يا Na2So4
kbr ---> kbr يا k
Bao ---> Bao يا BaCl۲
چون هر يوني که اختلاف الکترونگاتيوي بيشتري داشته باشند پيوند يوني قوي تر شکل مي دهند و هر چه پيوند يوني تشکيل شده قويتر باشد، انرژي شبکه بيشتر خواهد بود.  

  ۴ – نام شيميايي ترکيبهاي زير را بنويسيد.

  ۵ – فرمول شيميايي ترکيبهاي زير را بنويسيد.

  ۶ – منظور از قاعده اوکتت يا هشتايي چيست؟

گازهاي نجيب در لايه ظرفيت يک آرايش هشتايي دارند ( ns2 و np6) که به آنها يک حالت پايدار داده است. تمام عنصرها ميل دارند که با گرفتن يا از دست دادن الکترون ، آرايش لايه ظرفيتشان را به آرايش گاز نجيب قبل يا بعد از خودشان برسانند ( قاعده هشتايي)  

  7- جدول زير را کامل کنيد.

  8- عبارات زير را تعريف کنيد.

انرژي شبکه – پيوند يوني – نمک – يونهاي چند اتمي – کاتيون – آنيون  

  سوالات چهار گزينه اي
1- باتوجه به فرمول ترکيب يوني MX2 کدام مورد زير درست است؟

الف ) عنصرهاي M و X در يک دوره جدول تناوبي قرار گرفته اند.
ب ) عدد اتمي عنصر X از عنصر M بزرگتر است.
ج) تعداد الکترونهاي عنصر X ۲ برابر عنصر M است .
د) انرژي يونش عنصر X از M بيشتر است.  

  2- يونهاي مثبت و منفي در شبکه ي بلور يک نمک چه نوع حرکتي دارند؟

الف ) حرکت موجي شديد
ب) حرکت انتقالي ضعيف
ج) حرکت ارتعاشي در محلهاي ثابت
د) حرکتي ندارند  

  3- کداميک از خواص ترکيبهاي يوني نيست ؟

الف ) خردشدن بر اثر ضربه
ب) حل شدن در آب
ج) نقطه ي ذوب و جوش بالا
د) رسانا بودن در حالت جامد

4- کدام ماده جزو ترکيبهاي يوني است ؟
الف ) H2SO4
ب) NH4Cl
ج) SiBr4
د) Sio2

5- پيوند بين ذره ها در کدام دو ماده ي زير يوني است ؟
الف ) Nacl و Cao
ب ) So2 و K2S
ج ) MgBr2 و Co2
د) ICl3 و CuSo4

6- پيوند کدام عنصر با برم به صورت يوني است ؟
الف ) Ca
ب ) P
ج) I
د)B

7- کدام فلز زير مي تواند بيش از يک يون تشکيل دهد؟
الف ) سديم
ب) کلسيم
ج) آهن
د) منيزيم

8- کدام يک از جفت اتمهاي مطرح شده ، تشکيل پيوند يوني مي دهند؟
الف ) pوS
ب ) k و H
ج) S و Sr
د) I و Br

9- کاتيون کداميک از اتمهاي زير با ۲- S پيوند يوني قوي تري تشکيل مي دهد؟
الف ) Na
ب) Rb
ج) Cs
د)K

10- نماد کاتيون منيزيم به چه صورت نمايش داده مي شود؟
الف ) +Mg
ب) ۲Mg +
ج) Mg+۲
د)Hg++