جمع بندی شیمی دهم فصل اول (رایگان و جامع) + نمونه سوال، تمرین و آزمون

در جمع بندی شیمی دهم فصل اول، مفاهیمی چون اتم و عنصر، جدول تناوبی عناصر، آرایش الکترونی، الکترون ظرفیت و روش تولید یون بررسی می‌شود. با مطالعه این مطلب می‌توانید همچنین با مفاهیمی چون ایزوتوپ، جرم اتمی میانگین، امواج الکترومغناطیس، طیف نشری و فرمول مولکولی نیز آشنا شوید. فصل اول شیمی دهم شامل مفاهیم پایه‌ای و مهم است که در سوالات کنکور و همچنین در شیمی ۲ و شیمی ۳ نیز به صورت پیشرفته‌تر بررسی می‌شوند. در این مطلب از مجله فرادرس به بررسی مفاهیم ارائه شده در این فصل و جمع بندی شیمی دهم فصل اول می‌پردازیم.

در ابتدای این مطلب به بررسی عنصر، ایزوتوپ و محاسبات آن می‌پردازیم. سپس مهم‌ترین نکات جدول تناوبی را بررسی می‌کنیم. سپس به بررسی مفاهیم جرم مولی، مول و عدد آووگادرو می‌پردازیم. در ادامه، مفاهیم مدل کوانتومی اتم، لایه و زیرلایه و آرایش الکترونی را می‌آموزیم. سپس به بررسی الکترون ظرفیت و موقعیت عناصر در جدول تناوبی می‌پردازیم. در نهایت فرمول مولکولی و مسائل مربوط به آن را یاد می‌گیریم. با مطالعه این مطلب تا انتها می‌توانید به خوبی مفاهیم مربوط به جمع بندی شیمی دهم فصل اول را بیاموزید.

جمع بندی شیمی دهم فصل اول

در جمع بندی شیمی دهم فصل اول، نکات مهم و پایه‌ای شیمی مانند جدول تناوبی، ساختار اتم، مفهوم مول و ایزوتوپ بررسی می‌شود. همچنین در این فصل مدل کوانتومی اتم و توزیع الکترون در لایه‌ها و زیرلایه‌های الکترونی نیز بررسی می‌شود. در این مطلب تمامی نکات مهم در جمع بندی شیمی دهم فصل اول را بررسی کرده و با حل مثال از مسائل آن، این مفاهیم را به خوبی می‌آموزیم. همچنین فرمول‌های مهم شیمی دهم در این فصل را بررسی می‌کنیم.

مهم ترین مفاهیم ارائه شده در شیمی دهم فصل اول در ادامه آورده شده است.

• عنصر
• نظریه مهبانگ
• ایزوتوپ
• جدول دوره ای عناصر
• دوره و گروه در جدول تناوبی
• عدد اتمی و عدد جرمی
• عدد آووگادرو
• مول
• موج الکترومغناطیسی
• نشر نور و طیف نشری
• مدل کوانتومی اتم
• اتم برانگیخته
• توزیع الکترون‌ها در لایه‌ها و زیر لایه ها
• اعداد کوانتومی
• قاعده ی آفبا
• آرایش الکترونی عناصر
• الکترون ظرفیت
• تعیین موقعیت عنصرها در جدول دوره ای عناصر
• فرمول مولکولی

عنصر چیست؟

اولین مفهوم در جمع بندی شیمی دهم فصل اول عنصر است.  عنصر یکی از کوچک‌ترین ذرات سازنده ماده است که از ذرات زیراتمی مانند الکترون، پروتون و نوترون تشکیل شده است. هر عنصر تعداد منحصر به فردی ذرات زیراتمی داشته و به همین علت عناصر خواص مختلفی دارند. عنصر شیمیایی به ماده‌ای گفته می‌شود که با روش‌های معمول شیمیایی نمی‌توان آن را به مواد ساده‌تر تجزیه کرد. عناصر، بنیادی‌ترین مواد سازنده جهان هستند و تمام مواد موجودات از آن‌ها تشکیل شده‌اند.

حدود ۱۰۰ عنصر شناخته شده وجود دارد که هر کدام نوع خاصی از اتم را دارند. تمامی عناصر شناخته شده در جدولی به نام جدول تناوبی عناصر به ترتیب افزایش عدد اتمی جای گرفته‌اند. بیشتر عناصر، فلز هستند. فلزها معمولا براق‌اند و رسانایی الکتریکی بالایی دارند. طلا، آلومینیوم و آهن از جمله فلزهایی هستند که در دمای اتاق به حالت جامد وجود دارند. برخی عناصر، نافلز هستند. بیشتر نافلزها در دمای اتاق به حالت گازی وجود دارند و رسانای خوبی برای جریان برق نیستند. اکسیژن، هیدروژن و کلر از جمله نافلزهایی هستند که این ویژگی‌ها را دارند.

ذرات زیراتمی

یک اتم معمولی از سه ذره زیراتمی اصلی پروتون، نوترون و الکترون تشکیل شده است. ذرات زیراتمی دیگری نیز نیز وجود دارند، مانند ذرات آلفا و ذرات بتا که در مباحث هسته‌ای مورد بررسی قرار می‌گیرند. در مدل بور، این سه ذره زیراتمی به شکلی ساده نمایش داده می‌شوند. بیشتر جرم اتم در هسته قرار دارد. هسته ناحیه‌ای بسیار کوچک و متراکم در مرکز هر اتم است که از ذراتی به نام نوکلئون تشکیل شده است. نوکلئون‌ها شامل پروتون‌ها و نوترون‌ها هستند.

تمام بار مثبت اتم در هسته متمرکز است و این بار مثبت از پروتون‌ها ناشی می‌شود. در مقابل، نوترون‌ها هیچ بار الکتریکی ندارند و از نظر بار، خنثی هستند. الکترون‌ها دارای بار منفی هستند و در ناحیه‌ای خارج از هسته قرار دارند و پیرامون هسته حرکت می‌کنند. در ادامه این ذرات زیراتمی توضیح داده می‌شوند.

• پروتون: ذره‌ای با بار مثبت است که در هسته اتم قرار دارد و یکی از عوامل تعیین‌کننده هویت هر عنصر محسوب می‌شود.
• نوترون: ذره‌ای بدون بار الکتریکی است که در هسته قرار دارد و در پایداری هسته نقش مهمی دارد.
• الکترون: ذره‌ای با بار منفی است که در اطراف هسته قرار دارد و در واکنش‌های شیمیایی شرکت می‌کند.

به طور کلی، تقریبا تمام جرم اتم در هسته متمرکز شده است، در حالی که بیشتر حجم اتم را فضای اطراف هسته که الکترون‌ها در آن حضور دارند تشکیل می‌دهد.

نظریه مهبانگ

مدل مهبانگ یا نظریه بیگ‌بنگ، یکی از نظریه‌ها درباره پیدایش و تکامل جهان است. ویژگی اصلی این نظریه آن است که جهان از حالتی با دما و چگالی بسیار زیاد به وجود آمده است. این رویداد که مهبانگ یا بیگ‌بنگ نامیده می‌شود، حدود ۱۳٫۸ میلیارد سال پیش رخ داده است.

نخستین ایده‌های مربوط به چنین جهانی در دهه ۱۹۲۰ توسط «الکساندر فریدمان» (Aleksandr Friedmann)، ریاضی‌دان روس، و «ژرژ لومِتر» (Georges Lemaître)، اخترشناس بلژیکی، مطرح شد.

یادگیری شیمی دهم با فرادرس

برای درک بهتر مفاهیم جمع بندی شیمی دهم فصل اول نیاز است ابتدا با مفاهیمی چون ساختار اتم، نظریه اتمی، کوانتوم، اوربیتال‌ها، پیوند شیمیایی و واکنش شیمیایی آشنا شویم. پیشنهاد می‌کنیم برای یادگیری بهتر این مفاهیم، به مجموعه فیلم آموزش دروس پایه دهم، بخش شیمی مراجعه کنید که با زبانی ساده ولی کاربردی به توضیح این مفاهیم می‌پردازد.

همچنین، با مراجعه به فیلم‌های آموزش فرادرس که در ادامه آورده شده است، می‌توانید به آموزش‌های بیشتری در زمینه جمع بندی شیمی دهم فصل اول دسترسی داشته باشید.

• فیلم آموزش شیمی ۳ پایه دوازدهم فرادرس
• فیلم آموزش علوم تجربی پایه نهم بخش شیمی فرادرس
• فیلم آموزش علوم تجربی پایه هشتم بخش شیمی فرادرس

ایزوتوپ چیست؟

ایزوتوپ‌ها گونه‌های مختلف یک عنصر شیمیایی هستند. هر ایزوتوپ در واقع نوعی اتم است و اتم کوچک‌ترین واحد ماده به شمار می‌رود که تمام خواص شیمیایی یک عنصر را حفظ می‌کند. ایزوتوپ‌های یک عنصر دارای تعداد پروتون یکسان هستند، بنابراین همگی به یک عنصر تعلق دارند، اما تعداد نوترون‌های آن‌ها متفاوت است. به همین دلیل جرم آن‌ها با یکدیگر تفاوت دارد.

به طور خلاصه، ایزوتوپ‌ها شکل‌های مختلف یک عنصر شیمیایی هستند که تعداد پروتون‌های یکسان اما تعداد نوترون‌های متفاوت دارند و در نتیجه برخی خواص فیزیکی آن‌ها با یکدیگر متفاوت است. برای مثال، اورانیوم-۲۳۸ و اورانیوم-۲۳۵ هر دو ایزوتوپ عنصر اورانیوم هستند. هر دو ۹۲ پروتون دارند، اما تعداد نوترون‌های آن‌ها متفاوت است و به همین دلیل جرم و برخی ویژگی‌های هسته‌ای آن‌ها با یکدیگر فرق می‌کند.

ایزوتوپ پایدار

برخی ایزوتوپ‌ها پایدار هستند. این ایزوتوپ‌های پایدار به طور طبیعی دچار واپاشی هسته‌ای نمی‌شوند و از خود پرتو یا تابش هسته‌ای منتشر نمی‌کنند.

ایزوتوپ ناپایدار یا رادیوایزوتوپ

برخی دیگر از ایزوتوپ‌ها ناپایدار هستند و برای رسیدن به حالت پایدار، به مرور زمان دچار واپاشی هسته‌ای می‌شوند. در این فرایند، انرژی و ذرات هسته‌ای از خود منتشر می‌کنند. این ایزوتوپ‌های ناپایدار را رادیوایزوتوپ یا ایزوتوپ پرتوزا می‌نامند. بیش از ۳۰۰۰ رادیوایزوتوپ شناخته شده است. رادیوایزوتوپ‌ها شکل ناپایدار یک عنصر هستند و به دلیل ناپایداری هسته‌ای، از خود پرتو یا تابش هسته‌ای منتشر می‌کنند.

رادیوایزوتوپ‌ها در پزشکی برای تشخیص و درمان بیماری‌ها، به‌ویژه سرطان، و در صنعت، کشاورزی و پژوهش‌های زیستی استفاده می‌شوند. همچنین برای ردیابی مواد در محیط‌زیست، کنترل کیفیت محصولات و استریل‌سازی تجهیزات و مواد به کار می‌روند.

درصد فراوانی ایزوتوپ

درصد فراوانی ایزوتوپ نشان می‌دهد هر ایزوتوپ چه سهمی از کل اتم‌های یک عنصر را در طبیعت یا یک نمونه مشخص تشکیل می‌دهد. ایزوتوپ‌های یک عنصر همیشه به یک نسبت در طبیعت وجود ندارند. برای مثال، عنصر جیوه دارای هفت ایزوتوپ طبیعی است که هر کدام درصد فراوانی متفاوتی دارند. بعضی از این ایزوتوپ‌ها فراوان‌تر هستند و برخی دیگر تنها به مقدار بسیار کم در طبیعت یافت می‌شوند.

برای تعیین درصد فراوانی هر ایزوتوپ از روشی به نام طیف‌سنجی جرمی استفاده می‌شود. در این روش، ایزوتوپ‌ها بر اساس جرم از یکدیگر جدا می‌شوند و دستگاه میزان نسبی هر ایزوتوپ را اندازه‌گیری می‌کند. از روی این داده‌ها می‌توان درصد فراوانی ایزوتوپ‌های مختلف یک عنصر را به دست آورد. درصد فراوانی ایزوتوپ از مهم‌ترین مفاهیم جمع بندی شیمی دهم فصل اول است.

نمونه سوال درصد فراوانی ایزوتوپ

برای محاسبه درصد فراوانی ایزوتوپ‌ها از جرم اتمی میانگین عنصر و جرم هر یک از ایزوتوپ‌های آن استفاده می‌شود. ابتدا ایزوتوپ‌های عنصر و جرم هر کدام را مشخص می‌کنیم. سپس از رابطه جرم اتمی میانگین استفاده می‌کنیم.

جرم اتمی میانگین = (جرم ایزوتوپ اول × فراوانی آن) + (جرم ایزوتوپ دوم × فراوانی آن)

اگر فراوانی ایزوتوپ اول را x در نظر بگیریم، فراوانی ایزوتوپ دوم برابر با 1−x خواهد بود، زیرا مجموع فراوانی ایزوتوپ‌ها باید برابر ۱ یا ۱۰۰ درصد باشد. پس از جایگذاری مقادیر در رابطه، مقدار x به دست می‌آید. در نهایت با ضرب کردن فراوانی‌های کسری در ۱۰۰، درصد فراوانی هر ایزوتوپ محاسبه می‌شود. برای درک بهتر این محاسبات به مثال زیر دقت کنید.

مثال ۱

اگر میزان جرم اتمی میانگین بک عنصر برابر با ۱۰٫۸۱ amu باشد و جرم ایزوتوپ اول آن ۱۰ و جرم ایزوتوپ دوم آن ۱۱ باشد، درصد فراوانی هر ایزوتوپ را محاسبه کنید.

پاسخ

درصد فراوانی ایزوتوپ اول را برابر با x در نظر گرفته و درصد فراوانی ایزوتوپ دوم را یک منهای x درنظر می‌گیریم و در فرمول جرم اتمی میانگین جایگذاری می‌کنیم.

$$10.81 = (10 \times x) + (11 \times (1-x))$$

$$10.81 = 10x + 11 - 11x$$

$$x = 0.19$$

در نتیجه درصد فراوانی ایزوتوپ اول برابر با ۱۹ درصد و ایزوتوپ دوم فراوانی برابر با ٪۸۱ دارد.

جرم اتمی میانگین

پس از آنکه جرم نسبی هر ایزوتوپ با استفاده از طیف‌سنجی جرمی تعیین شد، می‌توان از این اطلاعات برای محاسبه جرم اتمی میانگین یک عنصر استفاده کرد. در این محاسبه، هم جرم هر ایزوتوپ و هم درصد فراوانی آن در نظر گرفته می‌شود. رابطه محاسبه جرم اتمی میانگین به صورت زیر است:

جرم اتمی میانگین = (جرم ایزوتوپ ۱ × فراوانی کسری ایزوتوپ ۱) + (جرم ایزوتوپ ۲ × فراوانی کسری ایزوتوپ ۲) + ...

به عبارت دیگر، جرم هر ایزوتوپ در فراوانی آن ضرب می‌شود و سپس حاصل همه این ضرب‌ها با یکدیگر جمع می‌شوند. جرم‌های اتمی نوشته شده در جدول تناوبی عناصر نیز به همین روش محاسبه شده‌اند. بنابراین عددی که زیر نماد هر عنصر در جدول تناوبی دیده می‌شود، در واقع جرم اتمی میانگین همه ایزوتوپ‌های طبیعی آن عنصر است.

غنی سازی ایزوتوپی

غنی‌سازی ایزوتوپی درصد حضور یک ایزوتوپ مشخص در یک موقعیت معین از مولکول است. به بیان دیگر، این کمیت نشان می‌دهد چه کسری از اتم‌های یک جایگاه خاص در مولکول با ایزوتوپ موردنظر جایگزین شده‌اند. برای مثال، اگر غنی‌سازی دوتریم در یک ترکیب ۹۹٫۵٪ باشد، یعنی ۹۹٫۵ درصد از اتم‌هایی که باید دوتریم باشند واقعا دوتریم هستند و ۰٫۵ درصد آن‌ها از سایر ایزوتوپ‌های هیدروژن (معمولا هیدروژن معمولی) هستند.

جدول دوره ای عناصر

جدول تناوبی عناصر از مفاهیم پایه در جمع بندی شیمی دهم فصل اول است. جدول دوره‌ای (جدول تناوبی) عناصر، جدولی متشکل از ۱۸ ستون و ۷ ردیف است که عناصر شناخته شده به ترتیب افزایش عدد اتمی در آن جای گرفته‌اند. چینش این عناصر در جدول به صورتی است که خواص شیمیایی مشابه آن‌ها به صورت دوره‌ای تکرار می‌شود.

این جدول توسط دیمیتری مندلیف ارائه شد و سپس توسط سایر دانشمندان تکمیل شد. در جدول تناوبی عناصر، خواصی مانند شعاع اتمی، انرژی یونش، الکترونگاتیوی، الکترون‌خواهی و ... به صورت دوره‌ای در هر ردیف تغییرات مشابهی دارند. به این خاصیت جدول تناوبی، قانون دوره‌ای عناصر گفته می‌شود.

دوره و گروه در جدول تناوبی

به هر ردیف در جدول تناوبی عناصر یک دوره و به هر ستون آن یک ردیف گفته می‌شود. جدول تناوبی ععناصر از ۱۸ ستون (گروه) و ۷ دوره (ردیف) تشکیل شده است. عناصر موجود در هر دوره جدول تناوبی در تعداد لایه‌های الکترونی به هم مشابه هستند.

برای مثال ، عناصر ردیف ۲ جدول تناوبی همگی ۲ لایه الکترونی و عناصر ردیف سوم جدول تناوبی همگی ۳ لایه الکترونی دارند. به علاوه، در هر گروه جدول تناوبی، عناصر در تعداد الکترون‌های ظرفیت با هم مشابه هستند. برای مثال، عناصر گروه ۱ همگی ۱ الکترون ظرفیت و عناصر گروه ۱۷ همگی ۷ الکترون ظرفیت دارند. این ویژگی باعث می‌شود این عناصر موجود در یک گروه در بسیاری از خواص مانند یون‌های تشکیل شده، ترکیبات ساخته شده و .. مشابه هم باشند.

عدد اتمی و عدد جرمی

هنگام مطالعه جدول تناوبی عناصر، نخستین عددی که معمولا مشاهده می‌کنید، عدد اتمی است. عدد اتمی تعداد پروتون‌های موجود در هسته تمام اتم‌های یک عنصر را نشان می‌دهد و با نماد Z نمایش داده می‌شود. برای مثال، عدد اتمی عنصر سدیم برابر ۱۱ است. این موضوع یعنی تمام اتم‌های سدیم دارای ۱۱ پروتون هستند. اگر تعداد پروتون‌ها به ۱۲ تغییر کند، دیگر با سدیم سروکار نداریم، بلکه آن اتم متعلق به عنصر منیزیم خواهد بود. بنابراین، عدد اتمی هویت هر عنصر را مشخص می‌کند.

پیشنهاد می‌کنیم برای درک بهتر مفاهیم عدد اتمی و عدد جرمی، فیلم آموزش عدد جرمی، عدد اتمی و بار اتمی فرادرس که لینک آن در ادامه آورده شده است را مشاهده کنید.

در بیشتر اتم‌ها، هسته علاوه بر پروتون، حاوی نوترون نیز هست. برخلاف تعداد پروتون‌ها که برای هر عنصر ثابت است، تعداد نوترون‌ها می‌تواند در اتم‌های یک عنصر متفاوت باشد. عدد جرمی با نماد A نشان داده می‌شود و برابر مجموع تعداد پروتون‌ها و نوترون‌های موجود در هسته اتم است.

جرم اتمی چیست؟

واحد جرم اتمی که با نمادهای amu یا u نشان داده می‌شود، یک واحد نسبی برای اندازه‌گیری جرم اتم‌ها و مولکول‌ها است. این واحد بر اساس اتم کربن-۱۲ تعریف شده است. اتم کربن-۱۲ دارای ۶ پروتون و ۶ نوترون است و جرم آن به طور قراردادی دقیقا برابر با ۱۲ واحد جرم اتمی در نظر گرفته شده است. واحد جرم اتمی بسیار کوچک است و مقدار آن برابر است با:

$$1 amu=1.66054×10^{−27} kg$$

کربن-۱۲ به عنوان استاندارد جهانی انتخاب شده است و جرم تمام عناصر دیگر نسبت به جرم این اتم سنجیده می‌شود. به همین دلیل، جرم‌های اتمی نوشته شده در جدول تناوبی در واقع مقادیری هستند که نسبت به کربن-۱۲ تعیین شده‌اند.

نمونه سوال جرم اتمی میانگین

برای درک بهتر مفاهیم ایزوتوپ و جرم اتمی میانگین به سوال زیر دقت کنید.

فرض کنید یک عنصر دارای دو ایزوتوپ زیر باشد. جرم اتمی میانگین این عنصر را محاسبه کنید.

• ایزوتوپ اول با جرم ۱۰ واحد جرم اتمی و فراوانی ۲۰ درصد
• ایزوتوپ دوم با جرم ۱۱ واحد جرم اتمی و فراوانی ۸۰ درصد

پاسخ

ابتدا درصدها را به فراوانی کسری تبدیل می‌کنیم.

$$20$$

$$80$$

سپس در رابطه جرم اتمی میانگین قرار می‌دهیم.

$$=(10\times0.20)+(11\times0.80)$$

$$=2+8.8$$

$$=10.8\ \text{amu}$$

بنابراین جرم اتمی میانگین این عنصر برابر ۱۰٫۸ واحد جرم اتمی خواهد بود.

عدد آووگادرو

عدد آووگادرو یا ثابت آووگادرو به تعداد ذرات موجود در یک مول از هر ماده گفته می‌شود و مقدار آن برابر است با:

$$6.02 \times 10^{23}$$

این ذرات بسته به نوع ماده و ماهیت واکنش می‌توانند اتم، مولکول، یون یا الکترون باشند. به طور خلاصه، عدد آووگادرو تعداد ذرات موجود در یک مول از هر ماده را بیان می‌کند و مقدار آن برای همه مواد یکسان است.

مول چیست؟

در ادامه جمع بندی شیمی دهم فصل اول، مفهوم مول را بررسی می‌کنیم. شیمی‌دانان برای بیان تعداد بسیار زیاد ذرات، به یک واحد شمارش ویژه نیاز داشتند. آمدئو آووگادرو، دانشمند ایتالیایی، مفهومی را معرفی کرد که امروزه با نام مول شناخته می‌شود. مول مقدار ماده‌ای است که شامل تعداد مشخصی از ذرات سازنده آن ماده باشد که این تعداد برابر است با $$6.02 \times 10^{23}$$ ذره از اتم. این عدد را عدد آووگادرو می‌نامند.

این عدد از طریق آزمایش‌های علمی تعیین شده و نشان‌دهنده تعداد ذرات موجود در یک مول از هر ماده است. برای مثال، یک مول اتم آهن شامل $$6.022140857\times10^{23}$$ اتم آهن است، در حالی که یک مول مولکول آب شامل همین تعداد مولکول آب خواهد بود.

کسر تبدیل مول

یکی از پرکاربردترین کسرهای تبدیل استوکیومتری در جمع بندی شیمی دهم فصل اول، کسرهای مربوط به مول است. در مسائل مختلف استوکیومتری، کسرهای جرم مولی (گرم بر مول) و نسبت مولی مواد از پرکاربردترین تبدیل‌ها برای به دست آوردن مقدار یک ماده مجهول است. همچنین با استفاده از عدد آووگادروو نیز می‌توان تعداد اتم‌های موجود در مقدار مشخصی از ماده بر حسب گرم یا مول را به دست آورد.

در ادامه انواع این کسرهای تبدیل مول را بررسی می‌کنیم.

تبدیل گرم بر مول

برای تبدیل گرم بر مول از کسر تبدیل جرم مولی استفاده می‌شود. جرم مولی در واقع جرم یک مول از ماده بر حسب گرم است و با واحد گرم بر مول سنجیده می‌شود. جرم مولی هر اتم در واقع همان جرم اتمی آن است که در جدول تناوبی عناصر مشخص شده است. جرم اتمی و جرم مولی با وجود مختلف بودن واحدهای سنجش آن‌ها، مقدار عددی برابری دارند.

جرم مولی ترکیبات نیز از جمع کردن جمع مولی تمامی اتم‌های آن به دست می‌آید. برای مثال جرم مولی آب برابر با ۴۴ گرم بر مول است که از جمع جرم مولی دو اتم هیدروژن و یک اتم اکسیژن به دست می‌آید. این کسر تبدیل برای استفاده در محسابات استوکیومتری و سایر مسائل یکی از مهم‌ترین واحدها است.

تبدیل مول به مول

یکی از پرکاربردترین کسرهای تبدیل مول، نسبت مولی مواد است که از ضرایب استوکیومتری واکنش موازنه شده به دست می‌آید. برای مثال به واکنش زیر دقت کید.

$$2H_2 + O_2\rightarrow 2H_2O$$

در این واکنش ۲ مول مولکول هیدروژن و یک مول مولکول اکسیژن ترکیب شده و دو مول مولکول آب تولید می‌کنند. در این واکنش، هیدروژن و اکسیژن با نسبت ۱:۲ واکنش داده و نسبت آب و هیدروژن ۱:۱ است. از این ضرایب استوکیومتری برای به دست آوردن میزان ماده مجهول در مسائل بسیاری استفاده می‌شود.

محاسبه تعداد اتم

در قسمت‌های قبل آموختیم که هر مول برابر با عدد آووگادروو از اتم‌های یک ماده است. بنابراین اگر مقدار مول یک ماده را داشته باشیم می‌توانیم تعداد اتم‌ها یا مولکول‌های آن را محسابه کنیم. همچنین مقدار مول ماده را نیز می‌توان با استفاده از جرم و جرم مولی آن به دست آورد. این محاسبات نیز از مهم‌ترین محاسبات استوکیومتری هستند که در جمع بندی شیمی دهم فصل اول بررسی می‌شوند.

نمونه سوال تبدیل مول

برای درک بهتر ضرایب و کسرهای تبدیل مول توضیح داده شده در قسمت قبل، به سوالات زیر دقت کنید.

مثال ۱

چند مول از آب در ۱۸ گرم آب وجود دارد؟ جرم مولی آب برابر با ۱۸ گرم بر مول است.

پاسخ

برای تبدیل گرم به مول، از کسر تبدیل جرم مولی استفاده می‌کنیم. برای اینکار، با تقسیم جرم ماده بر جرم مولی، تعداد مول آن به دست می‌آید.

$$n=\frac{m}{M}=\frac{18\ ‌{g}}{18\ ‌{g/mol}}=1\ ‌{mol}$$

مثال ۲

جرم ۲ مول ماده کربن دی اکسید چقدر است؟ (جرم مولی کربن دی اکسید برابر با ۴۴ گرم بر مول است.)

پاسخ

برای به دست آوردن جرم ماده باید تعداد مول‌ها را در جرم مولی ضرب کنیم.

$$m=n\times M=2\ mol\times44\ g/mol=88\ g$$

مثال ۳

در ۲ مول آب،‌ چه تعدادی مولکول آب وجود دارد؟

پاسخ

برای به دست آوردن تعداد مولکول، کافی است تعداد مول را در عدد آووگادرو ضرب کنیم.

$$N=2\ mol\times6.02\times10^{23}=1.204\times10^{24}\ molecules$$

موج الکترومغناطیسی

از دیگر مفاهیم بررسی شده در جمع بندی شیمی دهم فصل اول امواج الکترومغناطیس هستند. امواج الکترومغناطیسی نوعی تابش هستند که در سراسر جهان منتشر می‌شوند و از برهم‌کنش میدان الکتریکی و میدان مغناطیسی به‌وجود می‌آیند. این دو میدان به هم وابسته‌اند و وقتی به صورت هماهنگ تغییر کنند، موجی تشکیل می‌دهند که در آن هر دو میدان بر هم و بر جهت حرکت موج عمود هستند. برخلاف امواج صوتی، امواج الکترومغناطیسی برای انتشار به ماده نیاز ندارند و می‌توانند از خلأ، هوا و اجسام مختلف عبور کنند.

این امواج طیف بسیار گسترده‌ای دارند. برای مثال، امواج رادیویی با طول موج‌های بسیار بلند تا پرتوهای گاما با طول موج بسیار کوتاه و انرژی بالا همگی انواعی از امواج الکترومغناطیسی هستند. بخش قابل مشاهده این طیف همان نور مرئی است که شامل رنگ‌های مختلف می‌شود. هرچه طول موج کوتاه‌تر باشد، انرژی موج بیشتر است و به همین دلیل پرتوهای کوتاه‌تر مانند اشعه ایکس و گاما قدرت نفوذ و انرژی بالاتری دارند.

طیف مرئی

نور مرئی یکی از انواع امواج الکترومغناطیسی است که در میان امواجی مانند فروسرخ، ماکروویو، پرتوهای ایکس و فرابنفش قرار می‌گیرد. ما این امواج را به صورت رنگ‌های رنگین‌کمان می‌بینیم که هر رنگ طول موج متفاوتی دارد. قرمز بیشترین طول موج و بنفش کمترین طول موج را دارد. وقتی همه این طول موج‌ها با هم دیده شوند، نور سفید تشکیل می‌شود. همچنین وقتی نور سفید از منشور عبور می‌کند، به رنگ‌های طیف نور مرئی تجزیه می‌شود.

نور مرئی بخشی از طیف الکترومغناطیسی است که چشم انسان قادر به دیدن آن است و بین فروسرخ و فرابنفش قرار دارد. این بازه دارای فرکانسی در حدود $$4\times 10^{14}$$ تا $$8\times 10^{14}$$ هرتز و طول موجی حدود ۷۴۰ تا ۳۸۰ نانومتر است. این طیف گسترده از امواج، در مجموع طیف الکترومغناطیسی را تشکیل می‌دهد که شامل همه طول موج‌ها و فرکانس‌های مختلف تابش الکترومغناطیسی است.

نشر نور و طیف نشری

یکی از روش‌های مطالعه مواد و عناصر، استفاده از روش‌های طیف‌سنجی (اسپکتروسکوپی) است. در این روش‌های، مواد با امواج الکترومغناطیسی برهمکنش کرده و پاسخی را از خود نشان می‌دهند که معمولا با نشر نور همراه است.

در واقع، با تابش امواج الکترومغناطیسی به مواد، الکترون‌های آن‌ها انرژی را دریافت کرده و به سطوح انرژی الکترونی بالاتر رفته یا به اصطلاح برانگیخته می‌شوند. این انرژی دریافت شده، سپس دوباره از الکترون به شکلی از انرژی مانند نور نشر می‌شود و الکترون به حالت پایه خود یا یک حالت کم‌انرژی‌تر باز می‌گردد.

طیف نشری چیست؟

یکی از روش‌های مورد استفاده برای مطالعه عناصر، استفاده از طیف نشری آن‌ها است. در این روش، میزان نور نشر شده از اتم یا مولکول طی بازگشتن به حالت پایه، توسط دستگاه‌های اسپکترومتری اندازه‌گیری و آشکارسازی شده و دستگاه این برهمکنش‌ها را به شکل یک طیف الکترومغناطیسی نشری نشان می‌دهند. این طیف شامل گستره‌ای از نوار سیاه است که طول موج‌های مشخص نشر شده توسط اتم با خطوطی روی آن مشخص می‌شوند. هر عنصر طیف نشری مشخص و منحصر به فردی دارد که مانند اثر انگشت برای شناسایی آن در ترکیبات مختلف استفاده می‌شود.

تفاوت طیف نشری با طیف جذبی

یکی دیگر از روش‌های شناسایی عناصر، استفاده از طیف جذبی است. هر عنصر، در اثر برهمکنش با امواج الکترومغناطیسی، برخی از طول موج‌ها را جذب کرده و برخی دیگر را نشر می‌کند. بنابراین در روش‌های جذبی، طیفی رنگی شامل نوار‌های سیاه مشخص می‌شود که این نوارهای سیاه مشخص کننده طول موج‌های جذب شده توسط عنصر هستند. طیف نشری و طیف جذبی برای هر عنصر در طول موج‌هایی مشخص خطوط آشکار کننده دارند و به عبارتی مکمل یکدیگر هستد.

در تصویر زیر این دو نوع طیف برای عنصر هیدروژن مشخص شده است.

ساختار اتم

از دیگر مفاهیم بررسی شده در جمع بندی شیمی دهم فصل اول ساختار اتم است. اتم از یک هسته با بار مثبت تشکیل شده است که یک یا چند الکترون با بار منفی در اطراف آن قرار دارند. تعداد بارهای مثبت و منفی در یک اتم خنثی با یکدیگر برابر است، بنابراین اتم در مجموع بار الکتریکی خالص ندارد و از نظر الکتریکی خنثی است. بخش عمده جرم اتم در هسته متمرکز شده است. جرم یک الکترون بسیار ناچیز است و تنها حدود یک هزار و هشتصد و سی و ششم جرم سبک‌ترین هسته، یعنی هسته هیدروژن، را تشکیل می‌دهد.

با وجود اینکه هسته تقریبا تمام جرم اتم را در خود جای داده است، اندازه آن در مقایسه با کل اتم بسیار کوچک است. شعاع یک اتم معمولی حدود ۱ تا ۲٫۵ آنگستروم است، در حالی که شعاع هسته آن تقریبا صد هزار بار کوچک‌تر و در حدود $$10^{-5}$$ آنگستروم است. در ادامه، اجزای اتم را بررسی می‌کنیم.

• پروتون: ذره‌ای با بار مثبت که در هسته قرار دارد و هویت عنصر را تعیین می‌کند. مقدار این بار دقیقا با بار منفی یک الکترون برابر است.
• نوترون: ذره‌ای بدون بار الکتریکی که در هسته قرار دارد و در پایداری هسته نقش مهمی دارد. جرم پروتون و نوترون تقریبا با یکدیگر برابر است، اما از نظر بار الکتریکی تفاوت دارند.
• الکترون: ذره‌ای با بار منفی که در اطراف هسته قرار گرفته و در واکنش‌های شیمیایی شرکت می‌کند.

تعداد پروتون‌های موجود در هسته مشخص می‌کند که یک اتم متعلق به کدام عنصر است. به عبارت دیگر، پروتون‌ها هویت یک اتم را تعیین می‌کنند. برای مثال، اتمی با ۱ پروتون، عنصر هیدروژن است و  اتمی با ۶ پروتون، عنصر کربن است. اگر تعداد پروتون‌های اتم تغییر کند، هویت عنصر نیز تغییر خواهد کرد. جرم و اندازه نوترون‌ها تقریبا مشابه پروتون‌ها است. پروتون‌ها و نوترون‌ها در کنار هم تقریبا تمام جرم یک اتم را تشکیل می‌دهند.

الکترون‌ها ذراتی با بار منفی هستند که در ناحیه‌ای از فضا در اطراف هسته به نام ابر الکترونی قرار دارند. محل دقیق یک الکترون را نمی‌توان به طور مشخص تعیین کرد. الکترون‌ها در مقایسه با پروتون‌ها و نوترون‌ها بسیار کوچک‌تر و سبک‌تر هستند. تعداد و نحوه آرایش الکترون‌ها مشخص می‌کند که یک اتم چگونه با اتم‌های دیگر واکنش می‌دهد یا با آن‌ها پیوند شیمیایی تشکیل می‌دهد.

فلش کارت ساختار اتم

در ادامه مهم‌ترین نکات ساختار اتم در جمع بندی شیمی دهم فصل اول آورده شده است. با کلیک بر روی هر تصویر می‌توانید مفاهیم مربوط به آن را مشاهده کنید.

مدل کوانتومی اتم

مدل مکانیک کوانتومی اتم بیان می‌کند که الکترون‌ها مسیرهای دقیق و مشخص مانند مدارهای دایره‌ای ندارند، بلکه رفتار آن‌ها با احتمال حضور در نواحی اطراف هسته توصیف می‌شود. این مدل بر پایه معادله شرودینگر شکل گرفته و نشان می‌دهد که انرژی الکترون‌ها کوانتیده است و فقط مقادیر مشخصی را می‌توانند داشته باشند.

در این دیدگاه، به جای مدار ثابت، مفهوم ابر الکترونی مطرح می‌شود که نشان‌دهنده نواحی با احتمال زیاد یا کم حضور الکترون است. هرچه به هسته نزدیک‌تر باشیم احتمال یافتن الکترون بیشتر است و هرچه دورتر شویم این احتمال کاهش می‌یابد. مدل کوانتومی اتم از مهم‌ترین مفاهیم ارائه شده در جمع بندی شیمی دهم فصل اول است.

اتم برانگیخته

در قسمت‌های قبلی جمع بندی شیمی دهم فصل اول آموختیم یکی از روش‌های شناسایی عناصر و ترکیبات مختلف، مطالعه برهمکنش آن‌ها با امواج الکترومغناطیس است. در این مطالعات، الکترون‌های اتم در اثر تابش برانگیخته شده و به اصطلاح یک اتم برانگیخته تولید می‌شود.

اتم برانگیخته اتمی است که الکترون‌های آن در اثر جذب انرژی (الکترومغناطیسی یا سایر صورت‌های انرژی) برانگیخته شده و به سطوح انرژی بالاتر می‌روند. تمامی اتم‌های برانگیخته، بلافاصله پس از جذب انرژی، آن را نشر کرده و به حالت پایه یا حالت‌های پایدارتر باز می‌گردند.

توزیع الکترون‌ها در لایه ها و زیر لایه ها

توزیع الکترون‌ها در لایه‌ها و زیر لایه‌ها، توسط اوربیتال ها و اعداد کوانتومی مشخص می‌شود. در مدل کوانتومی اتم و همچنین بر اساس نظریه اتمی بور، الکترون‌ها در اتم در سطوح انرژی مشخص و کوانتیده‌ای قرار گرفته‌اند که به آن‌ها لایه الکترونی گفته می‌شود. در مجموع برای کل اتم‌های جدول تناوبی تا کنون ۷ لایه الکترونی با انرژی‌های مشخص شناخته شده است. در هریک از این لایه‌های الکترونی، زیرلایه‌هایی وجود دارند که با حروف انگلیسی s، p، d، f نمایش داده می‌شوند.

هر زیرلایه نیز دارای تعداد مشخصی اوربیتال است که در هر اوربیتال ۲ الکترون جای می‌گیرد. تعداد اوربیتال‌های موجود در هر زیرلایه در ادامه مشخص شده است.

لایه اول الکترونی تنها شامل زیرلایه s و لایه دوم نیز تنها شامل زیرلایه s و p  است. لایه‌های بعدی علاوه بر این زیرلایه‌ها، شامل زیرلایه d نیز هستند که به طور اختصاصی در فلزات واسطه وجود دارند. زیرلایه f نیز تنها در عناصر لانتانید و اکتینید دیده می‌شود.

اعداد کوانتومی

در مجموع برای نمایش هر الکترون در هر اتم، ۴ عدد کوانتومی وجود دارند که مکان آن الکترون را در لایه‌ها و زیرلایه‌ها نمایش می‌دهند. این ۴ عدد کوانتومی در ادامه توضیح داده شده است.

• عدد کوانتومی اصلی n: لایه الکترونی را مشخص می‌کند و مقداری بین ۱ تا ۷ دارد.
• عدد کوانتومی فرعی l: زیرلایه الکترونی را مشخص می‌کند و مقادیری بین ۰ تا ۶ دارد.
• عدد کوانتومی مغناطیسی: تعداد اوربیتال‌ها را مشخص می‌کند و مقداری بین l- تا l+ (منظور از l عدد کوانتومی فرعی است.) دارد.
• عدد کوانتومی اسپین الکترون: اسپین الکترون (جهت روبه بالا یا پایین) را مشخص می‌کند و یکی از مقادیر $$+\frac{1}{2}$$ یا $$-\frac{1}{2}$$ را دارد.

بدین ترتیب موقعیت هر الکترون در اتم با این ۴ عدد مشخص شده و منحصر به فرد خواهد بود.

عدد کوانتومی اصلی و فرعی

عدد کوانتومی اصلی n در واقع همان سطوح انرژی یا لایه‌های الکترونی در اتم است. بنابر سطوح انرژی و لایه‌های الکترونی، جدول تناوبی عناصر دارای ۷ ردیف است که در هر ردیف (دوره) اتم‌ها دارای یک لایه الکترونی مشابه هستند. برای مثال تمامی اتم‌های دوره چهارم جدول تناوبی دارای ۴ لایه الکترونی هستند.

عدد کوانتومی فرعی علاوه بر نوع زیرلایه، شکل آن را نیز مشخص می‌کند. برای هر عدد کوانتومی فرعی یک زیرلایه وجود دارد و هر زیرلایه شکل مشخصی دارد. زیرلایه s شکل کروی، زیرلایه p شکل دمبلی و .. را دارند که در ادامه مشخص شده است.

عدد کوانتومی فرعی منتناظر با هر زیرلایه در زیر مشخص شده است.

قاعده ی آفبا

قاعده آفبا اولین قانون برای نوشتن آرایش الکترونی عناصر است. طبق این قاعده، الکترون‌ها ابتدا کم‌انرژی‌ترین اوربیتال‌های ممکن را اشغال می‌کنند، یعنی نزدیک‌ترین ناحیه به هسته، و پر شدن آن‌ها از 1s آغاز می‌شود، سپس 2s، بعد 2p و به همین ترتیب به سمت اوربیتال‌های پرانرژی‌تر ادامه می‌یابد. در این روند، لایه‌ها به ترتیب از ۱ به ۲ به ۳ و به همین صورت افزایش انرژی پیدا می‌کنند.

درون هر لایه نیز زیرلایه‌ها به ترتیب انرژی قرار دارند. زیرلایه s کم‌انرژی‌ترین است، سپس زیرلایه p، بعد d و در نهایت f پر می‌شوند. ترتیب پر شدن زیرلایه‌ها طبق اصل آفبا در تصویر زیر مشخص شده است.

آرایش الکترونی عناصر

نوشتن آرایش الکترونی عناصر از دیگر مفاهیم مهم در جمع بندی شیمی دهم فصل اول است. هنگام توصیف آرایش الکترونی عناصر، نام لایه و زیرلایه را با هم می‌نویسیم و با توان بالا تعداد الکترون‌ها را مشخص می‌کنیم. برای مثال، اتم هیدروژن فقط یک الکترون دارد که در زیرلایه 1s قرار می‌گیرد، بنابراین آرایش الکترونی آن $$1s^1$$ نوشته می‌شود. هلیوم دو الکترون دارد و هر دو در 1s قرار می‌گیرند، پس $$1s^2$$ خواهد بود.

در لیتیوم که ۳ الکترون دارد، دو الکترون اول در 1s قرار می‌گیرند و الکترون سوم وارد لایه بعدی یعنی 2s می‌شود، بنابراین آرایش آن $$1s^22s^1$$ است. به همین ترتیب، با افزایش تعداد الکترون‌ها، زیرلایه‌های 2p، 3s و سایر زیرلایه‌ها طبق قواعد آفباو، هوند و اصل طرد پائولی پر می‌شوند. در ادامه این قوانین را توضیح می‌دهیم.

قانون هوند

قانون هوند بیان می‌کند که زمانی که الکترون‌ها در اوربیتال‌های هم‌انرژی (یعنی متعلق به یک لایه و زیرلایه یکسان) قرار می‌گیرند، ابتدا هر اوربیتال را به‌صورت تکی و نیمه‌پر اشغال می‌کنند و فقط پس از آن به سراغ جفت‌شدن در یک اوربیتال می‌روند.

همچنین پایدارترین حالت زمانی به‌دست می‌آید که اسپین الکترون‌ها موازی باشد، یعنی همگی در یک جهت قرار بگیرند. برای مثال، در زیرلایه p ابتدا هر سه اوربیتال p یک الکترون می‌گیرند و سپس جفت شدن الکترون‌ها آغاز می‌شود.

قانون طرد پائولی

اصل طرد پائولی بیان می‌کند که هر الکترون با یک مجموعه منحصر به‌فرد از چهار عدد کوانتومی توصیف می‌شود، یعنی هر الکترون مانند یک آدرس یکتا است. بنابراین اگر دو الکترون در یک اوربیتال قرار بگیرند، باید اسپین متفاوت داشته باشند. به همین دلیل، هر اوربیتال حداکثر می‌تواند دو الکترون را در خود جای دهد.

آرایش الکترونی فشرده

آرایش الکترونی فشرده، روشی برای نشتن آرایش الکترونی عناصر لایه‌های بیرونی‌تر  است که آرایشی طولانی دارند. در این روش، آن قسمت از آرایش الکترونی که دقیقا مشابه آرایش الکترونی گاز نجیب دوره قبل از عنصر است را به شکل نماد گاز نجیب در کروشه نوشته و سپس باقی آرایش الکترونی را می‌نویسیم.

برای استفاده از این روش، باید مکان عنصر و آرایش الکترونی گازهای نجیب را به خوبی آموخته باشیم. چند نمونه آرایش الکترونی فشرده در تصویر زیر نمایش داده شده است.

نمونه سوال و تمرین آرایش الکترونی عناصر

برای درک بهتر نحوه نوشتن آرایش الکترونی عناصر، به سوالات زیر دقت کنید.

مثال ۱

آرایش الکترونی عناصری با عدد اتمی ۸ را بنویسید.

پاسخ

الکترون‌ها را به ترتیب طبق اصل آفبا در آرایش الکترونی جایگذاری می‌کنیم.

$$1s^22s^22p^4$$

مثال ۲

آرایش الکترونی اتم نیتروژن را نوشته و مشخص کنید چند الکترون جفت نشده دارد؟

پاسخ

طبق اصل آفبا آرایش الکترونی را مینویسیم.

$$1s^22s^22p^3$$

از آنجا که در اوربیتال 2p تنها ۳ الکترون وجود دارد، این اتم ۳ الکترون جفت نشده دارد. شکل اوربیتال‌های این اتم به شکل زیر است.

الکترون ظرفیت چیست؟

بیرونی‌ترین لایه یک اتم، لایه ظرفیت نام دارد و الکترون‌های موجود در آن، الکترون‌های ظرفیت نامیده می‌شوند. به طور کلی، اتم‌ها زمانی پایدارتر و کم‌واکنش‌تر هستند که لایه بیرونی آن‌ها کاملا پر باشد. این مفهوم یکی از مهم‌ترین مفاهیم بررسی شده در جمع بندی شیمی دهم فصل اول است.

بیشتر عناصر برای پایدار شدن به هشت الکترون در لایه بیرونی خود نیاز دارند. این قاعده به عنوان قاعده هشت‌تایی (اکتت) شناخته می‌شود. برخی اتم‌ها حتی زمانی که لایه ظرفیت آن‌ها مربوط به لایه سوم باشد، می‌توانند با داشتن هشت الکترون پایدار شوند، در حالی که این لایه ظرفیت بیشتری هم دارد.

تمرین پیدا کردن تعداد الکترون ظرفیت

برای پیدا کردن تعداد الکترون ظرفیت باید آرایش الکترونی عنصر را نوشته و سپس بیرونی‌ترین لایه را پیدا کرده و تعداد الکترون آن را شمارش کنیم. برای عناصر گروه ۱ و ۲ الکترون‌های ظرفیت در اوربیتال‌های $$s^1$$ و $$s^2$$ قرار دارند. برای عناصر گروه ۱۳ تا ۱۸ نیز الکترون‌های ظرفیت جمع الکترون‌های موجود در زیرلایه‌های s  و p آخر هستند.

برای عناصر فلزات واسطه تعیین الکترون ظرفیت مقداری پیچیده‌تر است. در این عناصر آخرین لایه الکترونی معمولا شامل زیرلایه s است اما اوربیتال‌های d درونی اوربیتال‌هایی هستد که تعیین کننده خواص شیمیایی عناصر هستند. به همین دلیل در گزارش الکترون ظرفیت آن‌ها معمولا لایه $$ns$$  و $$(n-1)d$$ باهم گزارش می‌شوند.

مثال

تعداد الکترون‌های ظرفیت اتم کلر را با توجه به آرایش الکترونی آن مشخص کنید.

پاسخ

ابتدا آرایش الکترونی را می‌نویسیم.

$$1s^22s^22p^63s^23p^5$$

آخرین لایه الکترونی این اتم لایه سوم (n=3) است. در این لایه ۷ الکترون در اوربیتال‌های s و p وجود دارد. در نتیجه تعداد الکترون‌های ظرفیت این عنصر ۷ عدد است.

آرایش الکترون - نقطه ای

برای رسم نماد نقطه‌ای الکترون (ساختار لوویس)، نقاطی را که نشان‌دهنده الکترون‌های ظرفیت هستند یکی‌یکی دور نماد شیمیایی عنصر قرار می‌دهیم. حداکثر چهار نقطه در بالا، پایین، چپ و راست نماد قرار می‌گیرد و برای عناصر با بیش از چهار الکترون ظرفیت، نقاط بعدی دوباره به‌صورت جفت‌شده در همین موقعیت‌ها قرار می‌گیرند. برای مثال، فلوئور با آرایش الکترونی دارای هفت الکترون ظرفیت است و نماد نقطه‌ای آن بر اساس همین هفت الکترون ساخته می‌شود.

تعداد نقاط در نماد لوویس برابر با تعداد الکترون‌های ظرفیت است و معمولا با آخرین رقم شماره گروه عنصر در جدول تناوبی مطابقت دارد. اتم‌ها تمایل دارند با از دست دادن، گرفتن یا به اشتراک گذاشتن الکترون‌ها به آرایش هشت‌تایی برسند که همان هشت الکترون در لایه ظرفیت است و به آن قاعده هشت‌تایی گفته می‌شود. این حالت مربوط به پر شدن کامل زیرلایه‌های ns و np است و پایدارترین آرایش الکترونی به شمار می‌آید.

تعیین موقعیت عنصرها در جدول دوره ای عناصر

برای تعیین موقیت عناصر در جدول تناوبی، جدا از روش‌های حفظ کردن جدول تناوبی، استفاده از آرایش الکترونی عناصر است. در واقع جدول تناوبی عناصر بر اساس آرایش الکترونی لایه ظرفیت آن‌ها به ۴ قطعه مختلف s، p، d و f تقسیم می‌شود. هر یک از این قسمت‌ها در ادامه نشان داده شده است.

برای تعیین موقعیت عناصر ر جدول تناوبی عناصر با استفاده از آرایش الکترونی باید به لایه ظرفیت توجه کنیم. بزرگ‌ترین n (عدد کوانتومی اصلی) موجود در آرایش الکترونی عنصر نمایش دهنده دوره آن در جدول تناوبی است. برای تعیین گروه نیز با استفاده از آرایش الکترونی می‌توانیم به شیوه زیر عمل کنیم.

نمونه سوال تعیین موقعیت عناصر در جدول تناوبی

برای درک بهتر نحوه پیدا کردن مکان عنصر در جدول تناوبی با استفاده از آرایش الکترونی، به مثال های زیر دقت کنید.

مثال ۱

آرایش الکترونی یک عنصر به شکل زیر است. این عنصر در کدام دوره و گروه جدول تناوبی قرار دارد؟

$$1s^22s^22p^63s^23p^3$$

پاسخ

با توجه به آرایش الکترونی، بیشترین n موجود در این آرایش عدد ۳ است پس این عنصر در دوره سوم قرار دارد. همچنین آرایش الکترونی لایه ظرفیت آن شامل زیرلایه‌های s و p بوده و دارای ۵ الکترون در این زیرلایه‌ها است. پس این عنصر در گروه ۱۵ جدول تناوبی قرار دارد.

مثال ۲

مشخص کنید عنصری با آرایش الکترونی زیر در کدام دوره و ردیف جدول تناوبی است.

$$1s^22s^22p^63s^1$$

پاسخ

بیشترین عدد کوانتومی اصلی این آرایش الکترونی برابر ۳ بوده و عنصر در دوره سوم قرار دارد. از آنجا که آرایش الکترونی و لایه ظرفیت به 3s ختم شده و دارای یک الکترون در این زیرلایه است، عنصر در گروه اول جدول تناوبی قرار دارد.

ترکیب‌های یونی

ترکیب یونی ترکیبی است که از طریق پیوند یونی تشکیل می‌شود. پیوند یونی در نتیجه فرایندی به نام انتقال الکترون به‌وجود می‌آید. در این فرایند، یک اتم یک یا چند الکترون از دست می‌دهد و اتم دیگری همان الکترون‌ها را دریافت می‌کند. در نتیجه، هر دو اتم به یون تبدیل می‌شوند. اتمی که الکترون دریافت می‌کند به آنیون با بار منفی و اتمی که الکترون از دست می‌دهد به کاتیون با بار مثبت تبدیل می‌شود. جاذبه الکترواستاتیکی بین یون‌های با بار مخالف باعث تشکیل پیوند یونی و ایجاد یک ترکیب خنثی می‌شود.

آرایش الکترونی یون ها

هنگام تشکیل کاتیون، اتم‌های عناصر گروه‌های اصلی معمولا تمام الکترون‌های ظرفیت خود را از دست می‌دهند و به آرایش الکترونی گاز نجیبِ قبل از خود در جدول تناوبی می‌رسند. در عناصر گروه‌های ۱ و ۲، تعداد الکترون‌های ظرفیت با شماره گروه برابر است، بنابراین این عناصر به‌ترتیب یون‌های $$+1$$ و $$+2$$ تشکیل می‌دهند. برای مثال، اتم کلسیم با از دست دادن دو الکترون ظرفیت خود به یون $$Ca^{2+}$$ تبدیل می‌شود و آرایش الکترونی آن مشابه گاز نجیب آرگون خواهد شد.

در عناصر گروه‌های ۱۳ تا ۱۷، بار کاتیون معمولا برابر با شماره گروه منهای ۱۰ است. برای نمونه، آلومینیوم که در گروه ۱۳ قرار دارد، یون $$Al^{3+}$$ تشکیل می‌دهد. با این حال، برخی عناصر سنگین‌تر این گروه‌ها رفتار متفاوتی نشان می‌دهند و علاوه بر یون‌های مورد انتظار، یون‌هایی با بار کمتر نیز تشکیل می‌دهند. این پدیده به اثر جفت بی‌اثر نسبت داده می‌شود که در آن دو الکترون s ظرفیت تمایل کمتری به شرکت در واکنش دارند.

فلزات واسطه و فلزات واسطه داخلی نیز رفتار متفاوتی دارند. این عناصر معمولا یون‌های $$+2$$ یا $$+3$$ تشکیل می‌دهند و در هنگام یونش، ابتدا الکترون‌های زیرلایه s بیرونی خود را از دست می‌دهند و سپس در صورت نیاز یک یا چند الکترون از زیرلایه d یا f را از دست می‌دهند. برای مثال، آهن با از دست دادن دو الکترون از لایه 4s به یون $$Fe^{2+}$$ و با از دست دادن یک الکترون دیگر از زیرلایه 3d به یون $$Fe^{3+}$$ تبدیل می‌شود.

پیشنهاد می‌کنیم برای نحوه تعیین بارهای اتم ها در جدول تناوبی و شناخت آن‌ها، مطلب بارهای جدول تناوبی مجله فرادرس را مطالعه کنید.

نمونه سوال آرایش الکترونی یون

برای درک بهتر نحوه نوشتن آرایش الکترون یون‌ها، به سوالات زیر دقت کنید.

مثال ۱

آرایش الکترونی یون $$Cl^-$$ را بنویسید.

پاسخ

ابتدا آرایش الکترونی اتم کلر را نوشته و سپسبا توجه به بار این یون، یک الکترون را به لایه ظرفیت این عنصر اضافه می‌کنیم.

اتم کلر: $$1s^22s^22p^63s^23p^5$$

یون کلر: $$1s^22s^22p^63s^23p^6$$

مثال ۲

آرایش الکترونی یون سدیم ($$Na^+$$) را بنویسید.

پاسخ

ابتدا آرایش الکترونی اتم سدیم را نوشته سپس با توجه به بار الکتروکی آن، یک الکترون از الکترون های ظرفیت آن کم می‌کنیم.

اتم سدیم: $$1s^22s^22p^63s^1$$

یون سدیم: $$1s^22s^22p^6$$

تبدیل اتم به یون

در تبدیل اتم به یون، الکترون‌های لایه ظرفیت با از دست دادن یا دریافت الکترون به آرایش کاز نجیب می‌رسند. البته در مورد فلزات واسطه رسیدن به آرایش الکترونی گاز نجیب در تمامی موارد ممکن نیست و عناصر فلزات واسطه با تولید کاتیون به آرایش‌های پایدارتر پر یا نیمه‌پر زیرلایه d می‌رسند.

عناصر فلزی و موجود در سمت چپ جدول تناوبی تمایل دارند با از دست دادن الکترون‌ها و تولید کاتیون پایدار شوند. برای مثال، اتم‌های موجود در گروه‌های فلزات قلیایی و فلزات قلیایی خاکی با از دست دادن به ترتیب ۱ و ۲ الکترون کاتیون یک و دو بار مثبت تشکیل داده وآرایش الکترونی یون آن‌ها مشابه گاز نجیب دوره قبل آن‌ها خواهد بود.

به همین ترتیب نافلزات موجود در سمت راست جدول تناوبی با دریافت الکترون و تشکیل آنیون به آرایش هشتایی گاز نجیب می‌رسند. برای مثال، هالوژن‌ها با تولید آنیون  ۱ بار منفی پایدار می‌شوند. همچنین به دلیل پایدار بودن آرایش الکترونی گازهای نجیب، این اتم‌ها تمایلی به تولید یون و شرکت در ترکیبات شیمیایی را ندارد و به همین علت است که به آنها گازهای نجیب گفته می‌شود.

تبدیل اتم به مولکول

اتم‌ها با تشکیل یون و با استفاده از پیوند یونی می‌توانند به ترکیبات یونی تبدیل شوند. اما تشکیل مولکول در ترکیبات کووالانسی کمی متفاوت‌تر است. ترکیبات کووالانسی عموما از کنارهم قرار گرفتن اتم‌های نافلزی تشکیل می‌شوند. برای مثال اکسیژن و هیدروژن با استفاده از  پیوند کووالانسی اشتراکی مولکول آب را تشکیل می‌دهد.

در این مولکول‌ها پیوند کووالانسی عامل کنارهم نگه داشتن اتم‌ها در هر واحد مولکولی است. در وواقع اتم‌ها در این پیوند با به اشتراک گذاشتن الکترون‌های خود به آرایش الکترونی پایدارتری می‌رسند. در نهایت مولکول‌های تشکیل شده با استفاده از نیروهای بین مولکولی مانند پیوند هیدروژنی، نیورهای لاندن یا جاذبه ضعیف واندروالسی یک ترکیب مولکولی متشکل از صدها مولکول را تشکیل می‌دهند.

فرمول مولکولی

فرمول مولکولی یک نمایش خلاصه از ترکیب یک ماده شیمیایی است که نوع و تعداد اتم‌های موجود در یک مولکول را مشخص می‌کند. برای مثال، فرمول مولکولی متانول به صورت $$CH_4O$$ نشان داده می‌شود و بیان می‌کند که این مولکول شامل یک اتم کربن، چهار اتم هیدروژن و یک اتم اکسیژن است. با این حال، فرمول‌های مولکولی نمی‌توانند ایزومرها را از هم تشخیص دهند. یعنی موادی که فرمول یکسانی دارند اما ساختار متفاوتی دارند.

برای رفع این محدودیت، از فرمول‌های ساختاری استفاده می‌شود که آرایش فضایی اتم‌ها را نشان می‌دهند و امکان تمایز بین ایزومرها را فراهم می‌کنند. این شامل فرمول‌های نیمه‌ساختاری نیز می‌شود که اطلاعات کافی برای شناسایی ترکیب‌های مختلف ارائه می‌دهند، مانند تفاوت بین اتانول و دی‌متیل اتر که هر دو فرمول $$C_2H_6O$$ دارند. درک این نمایش‌ها مهم است، زیرا ساختار مولکول تاثیر مستقیمی بر خواص و واکنش‌پذیری آن دارد و هر فرمول در واقع زبانی نمادین برای بیان هویت و رفتار شیمیایی مواد در واکنش‌ها محسوب می‌شود.

روش تعیین فرمول مولکولی

فرمول مولکولی با مقایسه جرم مولکولی یا جرم مولی ترکیب با جرم فرمول تجربی به دست می‌آید. جرم فرمول تجربی برابر با مجموع جرم‌های اتمی میانگین اتم‌های موجود در فرمول تجربی است. اگر جرم مولکولی را بر جرم فرمول تجربی تقسیم کنیم، تعداد واحدهای فرمول تجربی در هر مولکول به دست می‌آید که آن را $$n$$ می‌نامیم. سپس فرمول مولکولی با ضرب کردن زیروندهای فرمول تجربی در $$n$$ به دست می‌آید.

برای مثال، اگر فرمول تجربی یک ترکیب $$CH_2O$$ باشد، جرم فرمول تجربی آن حدود $$30 , amu$$ است (۱۲ برای کربن، ۲ برای دو هیدروژن و ۱۶ برای اکسیژن). اگر جرم مولکولی آن $$180 , amu$$ باشد، یعنی هر مولکول شامل شش برابر واحدهای فرمول تجربی است. در نتیجه، زیروندهای فرمول مولکولی شش برابر شده و فرمول واقعی مولکول به دست می‌آید. این روش همچنین زمانی قابل استفاده است که به جای جرم مولکولی از جرم مولی $$g/mol$$ استفاده شود، زیرا در این حالت نیز محاسبه بر اساس یک مول از ذرات انجام می‌شود.

نمونه سوال فرمول مولکولی

برای درک بهتر نحوه پیدا کردن فرمول مولکولی، به سوالات زیر دقت کنید.

مثال ۱

یک مولکول فرمول تجربی به شکل $$CH_2O$$ دارد. اگر میزان جرم مولی این ماده برابر با ۱۸۰ گرم بر مول باشد، فرمول مولکولی آن را محاسبه کنید.

پاسخ

ابتدا جرم مولی فرمول تجربی را پیدا کرده و با تقسیم جرم مولی مولکول بر جرم مولی فرمول تجربی، ضریب اتم ها در ساختار مشخص می‌شود. جرم مولی فرمول تجربی این ماده برابر با ۳۰ گرم بر مول است.

$$n=\frac{180}{30}=6$$

$$\left(CH_2O\right)\times6=C_6H_{12}O_6$$

مثال ۲

یک مولکول فرمول تجربی به شکل $$NO_2$$ دارد. اگر جرم مولی آن برابر با ۹۲ گرم بر مول باشد، فرمول مولکولی آن را پیدا کنید.

پاسخ

مانند سوال قبل، جرم مولی فرمول تجربی را پیدا کرده و جرم مولی ماده را بر آن تقسیم می‌کنیم. جرم مولی فرمول تجربی آن برابر با ۴۶ گرم بر مول است.

$$n=\frac{92}{46}=2$$

$$\left(NO_2\right)\times2=N_2O_4$$

آزمون جمع بندی شیمی دهم فصل اول

در این مطلب از مجله فرادرس جمع بندی شیمی دهم فصل اول را بررسی کردیم. برای درک بهتر آن چه در این مطلب از مجله فرادرس آموختید، به سوالات زیر پاسخ دهید. در نهایت می‌توانید به کلیک بر روی گزینه «دریافت نتیجه آزمون»، تعداد پاسخ‌های صحیح خود را مشاهده کنید.