مطلب پیش نیاز :

شما با اصل آفبا آشنا هستید و با استفاده از آن می توانید به راحتی ، آرایش الکترونی اتمها را بدست آورید : مثلاً برای اتم پتاسیم ( K ) با عدد اتمی 19 ، آرایش الکترونی به صورت 1s²,2s²,2p⁶,3s²,3p⁶,4s¹ است . که در تمامی آرایشهای الکترونی اتمها توانهای s,p,d,f نشان دهنده تعداد الکترونها و ضریبهای آنها نشان دهنده شماره لایه ( تراز انرژی ) است . حال اگر آرایش الکترونی فوق را با توجه به نکات ذکر شده تفسیر کنیم : در ضریب 1 ( لایه اول ) ، 2 الکترون ، در ضریب 2 ( لایه دوم ) ، جمعاً 8 الکترون و به ترتیب در لایه های 3 و 4 نیز ، 8 و 1 الکترون وجود دارد .

انرژی یونش :

مقدار انرژی لازم برای جدا کردن سست ترین الکترون ( الکترون بیرونی ترین لایه ) از یک اتم گازی و تشکیل یون مثبت گازی را انرژی نخستین یونش می گویند . همچنین مقدار انرژی لازم برای جدا کردن الکترون بعدی از یک یون گازی +1 و تشکیل یون گازی +2 را ، انرژی دومین یونش می نامند . ما انرژی های یونش را به ترتیب به این صورت نام گذاری می کنیم . IE₁,IE₂,... که به ترتیب انرژی نخستین یونش و دومین یونش هستند . ( توجه داشته باشید که واحد انرژی یونش کیلوژول بر مول است . )

مقایسه انرژی های یونش متوالی اتم یک عنصر :

انرژی دومین یونش اتم یک عنصر بیشتر از انرژی نخستین یونش آن است . زیرا جدا کردن الکترون از یک اتم خنثی آسانتر از جدا کردن الکترون از یک یون مثبت است . توجه داشته باشید که الکترون بار منفی و یون مثبت ،  بار مثبت دارد ، پس بین آنها نیروی جاذبه وجود دارد . و هر چه بار مثبت یک یون بیشتر شود ، جدا کردن الکترون از آن دشوارتر می شود . و به این ترتیب می توانیم انرژی های یونش متوالی یک عنصر را به این صورت مقایسه کنیم : انرژی یونش سوم بزرگتر از دوم و آن هم به مراتب بزرگتر از انرژی یونش اول است .

مفهوم جهش در انرژی های یونش متوالی اتم یک عنصر :

اگر به شکل اول صفحه 23 کتاب نگاه کنید در نمودار دو تغییر ناگهانی در مقدار انرژی یونش وجود دارد که به آنها جهش بزرگ یا عمده می گویند . برای توجیه یک مثال دیگر می آورم : اگر همان مثال اتم پتاسیم را بررسی کنیم : انرژی نخستین یونش صرف جدا کردن الکترون لایه آخر می شود ولی با اعمال انرژی دومین یونش دیگر الکترونی در لایه آخر وجود ندارد و الکترون از لایه ما قبل آخر جدا می شود که به هسته اتم نزدیکتر است پس باید انرژی بیشتری برای جدا کردن آن وارد کنیم . پس یک جهش در بین IE₁,IE₂ اتفاق می افتد ، ( یعنی اختلاف بین IE₁,IE₂ زیاد است . ) . ولی در انرژی های یونش سوم و چهارم الی نهم به دلیل وضعیت نسبتاً مشابه این الکترونها ، انرژی های یونش مربوطه آنها نیز تقریباً به هم نزدیک هستند و اختلاف قابل ملاحظه ای ندارند ، ( ولی در هر بار به دلیل اشاره شده در اول بحث به مقدار کم انرژی یونش افزایش می یابد . ) و باز هم در بین IE₉,IE₁₀  بدلیل عوض شدن لایه ، انرژی یونش یک جهش دیگر نشان می دهد . و همینطور در بین IE₁₇,IE₁₈  ، نیز به همین ترتیب . نتیجه اینکه جهش نشان دهنده این است که به یکباره مقدار انرژی لازم برای جدا کردن الکترون ،  از یک الکترون  به الکترون بعدی اختلاف فاحشی پیدا کند ، که این به دلیل افزایش ناگهانی جاذبه هسته اتم به الکترون است که به سبب وجود الکترون بعدی در لایه نزدیکتر ایجاد می شود . حال شما با توجه به این توضیحات می توانید به راحتی شکل صفحه 23 کتاب را توجیه کنید .

بررسی های تجربی نشان داده است ، هنگامی که دو اتم از یک عنصر ، برای مثال دو اتم هیدروژن با هم ترکیب می شوند و با تشکیل یک پیوند ساده کووالانسی ، یک مولکول دو اتمی را بوجود می آورند ، جفت الکترون مشترک یا پیوندی به فاصله یکسان از این دو اتم قرار می گیرد . در نتیجه تراکم ابر الکترونی روی هر دو اتم یکسان است و هیچ یک از دو اتم بار الکتریکی جزئی مثبت یا منفی نخواهند داشت . ولی اگر دو اتم از یک عنصر نباشند ، برای نمونه در مولکول کلرید هیدروژن که یکی کلر و دیگری هیدروژن است ، بررسی های تجربی نشان می دهد که در این صورت ، جفت الکترون پیوندی ، دیگر به فاصله یکسانی از دو اتم قرار نخواهد داشت . بلکه یکی از آنها که در این مثال اتم کلر است ، بر جفت الکترون پیوندی جاذبه بیشتری اعمال کرده ، آن را به هسته خود نزدیکتر می کند . بدیهی است که در این فرآیند ، تراکم ابر الکترونی روی اتم کلر افزایش می یابد . و به این ترتیب با دور شدن جفت الکترون پیوندی از هسته اتم دیگر که در این مثال هیدروژن است ، تراکم ابر الکترونی روی آن کاهش می یابد . بر اساس پیشنهاد لینوس پولینگ که یکی از نظریه پردازان ، درباره پیوندهای شیمیایی بود ، اتمی مانند کلر که ضمن تشکیل پیوند با اتم دیگر ، جفت الکترون پیوندی را به سوی خود می کشد ، اتم الکترونگاتیو و این خاصیت ، الکترونگاتیوی نامیده شد . اتم هیدروژن که که جفت الکترون پیوندی از آن دور شده است ، اتم الکتروپوزیتیو نامیده می شود .

روند تغییر الکترونگاتیوی عنصرها در در دوره ها و گروههای جدول تناوبی :

هر چه بار موثر هسته اتم   بیشتر و اندازه اتم آن کوچکتر باشد ، چون تأثیر جاذبه هسته برالکترونهای لایه ظرفیت افزایش می یابد ، در نتیجه ،الکترونگاتیوی آن نیز بیشتر می شود . در هر دوره از جدول تناوبی ، با افزایش عدد اتمی عنصرها و کاهش شعاع اتمی ( از چپ به راست ) به تدریج بر مقدار الکترونگاتیوی آنها افزوده می شود . اما در گروهها با افزایش عدد اتمی عنصرها و افزایش شعاع اتمی و کاهش جاذبه هسته بر الکترونهای لایه ظرفیت ، تمایل یک اتم برای جذب الکترونهای پیوندی کاهش می یابد ، که نتیجه آن کاهش الکترونگاتیوی عنصرها از بالا به پایین است .

تعریف اصطلاحات به کار برده شده :

ابر الکترونی : ما نمی توانیم موقعیت الکترون در اتم را  در هر لحظه از زمان مشخص کنیم ، از این رو به جای صحبت از مکان دقیق الکترون از احتمال حضور آن در فضای معین در اطراف هسته صحبت می کنیم و معمولاً احتمال حضور الکترون در اطراف هسته را بوسیله نقطه هایی نشان می دهند . که تراکم این نقطه ها در اطراف هسته به صورت ابری در می آید که به آن ابر الکترونی می گویند .

بار موثر هسته اتم : هر الکترون اتم ، از جایگاهی که در آن قرار دارد ، بار هسته را احساس می کند . برای نمونه هر چه که دورتر از هسته باشد به خاطر وجود الکترونهای داخلی و وجود دافعه بین آنها بار هسته را کمتر حس می کند . در واقع بار موثر هسته ،  باری است که هر الکترون با وجود الکترونهای داخلی اتم که نقش حایل را دارند ، از هسته درک می کنند .

عدد اکسایش هر اتم در یک ترکیب ، تعداد بار الکتریکی مثبت یا منفی است که به آن اتم نسبت داده می شود . مثلاً در ترکیب  NaCl  می دانید که کلر الکترونگاتیو تر است از سدیم ، بنابراین اتم Na یک الکترون از دست داده و اتم Cl یک الکترون کسب کرده است . از آنجا که الکترون بار منفی دارد عدد اکسایش سدیم ( +1 ) و عدد اکسایش کلر را ( -1 ) در نظر می گیریم . مثال دیگر CaF₂:  است که در آن اتم Ca دو الکترون از دست داده و هر اتم F یکی از این دو الکترون را دریافت کرده است ، پس عدد اکسایش Ca و F به ترتیب +2 و -1 است . توجه داشته باشید که بار منفی را به اتم الکترونگاتیو تر نسبت می دهیم ، مثلاً در IF ، عدد اکسایش اتمهای F و I به ترتیب -1 و +1 است . زیرا F از I الکترونگاتیوتر است .

قواعد محاسبه اعداد اکسایش : ( موارد استثنائی را به حساب نیاورده ام )

1 ) عدد اکسایش اکسیژن ( O ) را -2 در نظر می گیریم .

2 ) عدد اکسایش هیدروژن ( H ) را +1 در نظر می گیریم .

3 ) عدد اکسایش اتمها در یونهای تک اتمی را برابر بار یون در نظر می گیریم .

مثال : در Na⁺¹ و Al⁺³ و S^-2 اعداد اکسایش اتمها به ترتیب +1 و +3 و -2 می باشد .

4 ) عدد اکسایش مربوط به اتمهای موجود در گروه اول ( فلز های قلیایی ) در ترکیبهای آنها برابر +1 و در مورد اتمهای مربوط به گروه دوم +2 است . عدد اکسایش اتمهای مربوط به گروه بور ( گروه 13 ) به طور معمول برابر +3 است .

5 ) مجموع اعداد اکسایش اتمها در ترکیبهای خنثی برابر صفر و در یونهای چند اتمی برابر بار یون است .

6 ) عدد اکسایش فلوئور که الکترونگاتیوترین عنصر است در همه ترکیبهای آن ( -1 ) است .

7 ) عدد اکسایش هالوژنها در اغلب ترکیبهای بدون اکسیژن برابر ( -1 ) است .

دو استثناء :

1 ) عدد اکسایش اکسیژن در پراکسیدها (H₂O₂ )برابر -1 است .

2 ) عدد اکسایش اکسیژن در OF₂  برابر+۲است . توجه داشته باشید اکسیژن در هیچ ترکیب دیگری عدد اکسایش مثبت ندارد ، زیرا الکترونگاتیوی اکسیژن فقط از فلوئور کمتر می باشد . و در توجیح مورد اول نیز می توان گفت الکترونگاتیوی هیدروژن از اغلب نافلزها کمتر است و اتم این عنصر تنها یک الکترون در تنها لایه ی الکترونی خود دارد .

مثال : در ترکیب ₂(Ca(H₂PO₄ عدد اکسایش P را بدست آورید ؟

چون یک ترکیب خنثی است مجموع اعداد اکسایش اتمها را  باید برابر صفر قرار دهیم .

در نظر داشته باشید کل اتمهای داخل پرانتز به دلیل وجود اندیس 2 به 2 ضرب می شوند یعنی این ترکیب دارای 8 اکسیژن ، 2 فسفر و 4 هیدروژن است . با توجه به قواعد گفته شده داریم :

x = ( +2) + 2 [ 2(+1)+x+4(-2)] => x = +5

مثال : در ترکیب NO₂⁺¹ عدد اکسایش N را بدست آورید ؟

ترکیب ما یک بار مثبت دارد ، بنابراین مجموع اعداد اکسایش اتمها را باید برابر +1 قرار دهیم .

X+2(-2)=+1=> x=+5

استفاده از فايل‌های PDF به جهت عدم وابستگی به زبان سيستم‌عامل و فونت‌های موجود در آن ، يكی از راه‌های تبادل مقالات و مطالب بين كامپيوترها و اينترنت مي‌باشد . از اين رو شركت‌های مختلفی اقدام به توليد نرم‌افزارهايی برای استفاده از اين فايل‌ها با كاربری‌های مختلف نموده‌اند ، که من این نرم افزار را بدلیل حجم بسیار کم آن و کارایی بالای آن به شما عزیزان توصیه می کنم .

Foxit PDF Reader جایگزینی قدرتمند و شایسته برای نرم افزار Adobe Acrobat Reader !

 دانلود :  دانلود نرم افزار با حجم۳.۴۵MB  لینک اصلی

 دانلود :  دانلود نرم افزار با حجم3.45MB  لینک کمکی

 دانلود :  دانلود نرم افزار با حجم3.45MB  لینک کمکی

 پسورد فایل :  chemist-p.blogfa.com

 توجه :  خود آدرس را به عنوان پسورد وارد می کنید .