تبليغاتX
شیمی2
شیمی2
پیوند هیدروژنی

پیوند هیدروژنی

وقتی هیدروژن اتمبه دو یا چند اتم دیگر پیوند شده باشد، یک پیوند هیدروژنی وجود دارد. این تعریف اشاره بر این دارد که پیوند هیدروژنی نمی‌تواند یک پیوند کووالانسی عادی باشد، زیرا اتم هیدروژن تنها یک اوربیتال( s 1) در سطح انرژی به قدر کافی پایین دارد که درگیر تشکیل پیوند کووالانسی شود.

جاذبه بین مولکولی و پیوند هیدروژنی

جاذبه بین مولکولی در برخی از ترکیبات هیدروژن‌دار بطور غیر عادی قوی است. این جاذبه در ترکیباتی مشاهده می‌شود که در آنها بین هیدروژن و عناصری که اندازه کوچک و الکترونگاتیوی زیاد دارند، پیوند هیدروژنی وجود دارد. در این ترکیبات ، اتم عنصر الکترونگاتیو چنان جاذبه شدیدی بر الکترونهای پیوندی اعمال می‌کند که در نتیجه آن ، هیدروژن دارای بار مثبت قابل ملاحظه +δ می‌گردد. هیدروژن در این حالت ، تقریبا به صورت یک پروتون بی‌حفاظ است، زیرا این عنصر فاقد الکترون پوششی است. اتم هیدروژن یک مولکول و زوج الکترون غیر مشترک مولکول دیگر ، متقابلا همدیگر را جذب می‌کنند و پیوندی تشکیل می‌شود که به پیوند هیدروژنی مرسوم است. هر اتم هیدروژن قادر است تنها یک پیوند هیدروژنی تشکیل دهد.

نقطه جوش و پیوند هیدروژنی

ترکیباتی که پیوند هیدروژنی دارند، خواص غیر عادی از خود نشان می‌دهند. تغییرات نقاط جوش در مجموعه ترکیبات SnH4 , GeH4 , SiH4 , CH4 مطابق روال پیش بینی شده برای ترکیبات است نیروهای بین مولکولی آنها منحصر به نبروهای لاندن است. نقطه جوش در این مجموعه با افزایش اندازه مولکولی ، زیاد می‌شود. ترکیبات هیدروژنی عناصر گروه چهار اصلی ، مولکولهای ناقطبی هستند. اتم مرکزی هر مولکول فاقد زوج الکترون غیر مشترک است. در گروههای پنج ، شش و هفت اصلی نیروهای دو قطبی - دوقطبی به نیروهای لاندن در چسباندن مولکولها به یکدیگر کمک می‌کند. ولی نقطه جوش نخستین عنصر هر مجموعه (NH3,H2O , HF) بطور غیر عادی بالاتر از نقاط جوش سایر اعضای آن مجموعه است. پیوند هیدروژنی در هر یک از این سه ترکیب ، جدا شدن مولکولها را از مایع مشکلتر می‌کند.

سایر خواص غیر عادی مربوط به پیوند هیدروژنی

ترکیباتی که مولکولهای آنها از طریق پیوند هیدروژنی به همدیگر پیوسته‌اند، علاوه بر دارا بودن نقاط جوش بالا ، بطور غیرعادی در دمای بالا ذوب می‌شوند و آنتالپی تبخیر ، آنتالپی ذوب و گرانروی آنها زیاد است.

شروط تشکیل پیوند هیدروژنی قوی

·    مولکولی که پروتون را برای تشکیل پیوند هیدروژنی در اختیار می‌گذارد (مولکول پروتون دهنده) باید چنان قطبیتی داشته باشد که بار +δ اتم هیدروژن نسبتا زیاد باشد. افزایش قدرت پیوند هیدروژنی به ترتیب  N-H.....N

·    اتم مولکول پروتون گیرنده که زوج الکترون لازم برای تشکیل پیوند هیدروژنی را در اختیار می‌گذارد، باید نسبتا کوچک باشد. پیوند هیدروژنی واقعا موثر یا قوی فقط در ترکیبات فلوئور ، اکسیژن و نیتروژن تشکیل می‌شوند. ترکیبات کلر پیوند هیدروژنی ضعیف تشکیل می‌دهند و این خصلت ، با توجه به تغییر جزئی نقطه جوش HCl  پیداست. الکترونگاتیوی کلر تقریبا با نیتروژن برابر است. ولی چون اتم کلر بزرگتر از اتم نیتروژن است، پراکندگی ابر الکترونی در اتم کلر بیش از اتم نیتروژن می‌باشد.

مقایسه پیوند هیدروژنی در آب و هیدروژن فلوئورید

تاثیر پیوند هیدروژنی به نقطه جوش آب بیش از هیدروژن فلوئورید است. اگر چه قدرت پیوند O−H…O  در حدود 2.3 قدرت پیوند F_H…F است، ولی تاثیر فوق مشاهده می‌شود. بطور متوسط ، تعداد پیوندهای هیدروژنی به ازای هر مولکول در H2O دو برابر آن در HF است. اتم اکسیژن در هر مولکول آب ، با دو اتم هیدروژن پیوند دارد و دارای دو زوج الکترون آزاد غیر مشترک است. اتم فلوئور در مولکول هیدروژن فلوئورید ، سه زوج الکترون آزاد دارد که می‌توانند با اتمهای هیدروژن پیوند تشکیل دهند ولی فقط دارای یک اتم هیدروژن است که می‌تواند با ان پیوند هیدروژنی تشکیل دهد.

پیوند هیدروژنی و بلور یخ

پیوند هیدروژنی در آب به مقدار خیلی زیاد بر روی سایر خواص آن نیز تاثیر می‌گذارد. آرایش چهار وجهی اتمهای هیدروژن و زوج الکترونهای غیر مشترک اکسیژن در آب ، سبب می‌شوند که پیوندهای هیدروژنی بلور یخ دارای چنین آرایشی باشد و منبع به ساختار گشوده بلور یخ می‌شوند. به همین علت چگالی یخ نسبتا کم است. در نقطه انجماد آب ، مولکولها به هم نزدیکترند و به همین علت و بطور غیر متعارف چگالی آب بیشتر از چگالی یخ است. باید توجه داشت که مولکولهای H2O در حالت مایع توسط پیوندهای هیدروژنی به هم پیوسته‌اند ولی میزان این پیوستگی و استحکام آن در حالت مایع کمتر از جامد (یخ) است.

پیوند هیدروژنی و انحلال پذیری ترکیبات مختلف

با توجه به پیوند هیدروژنی می‌توان انحلال پذیری غیر منتظره برخی ترکیبات حاوی اکسیژن ، نیتروژن و فلوئور را در برخی حلالهای هیدروژن‌دار بویژه آب ، توجیه کرد. مثلا آمونیاک   (NH3) و متانول (CH3OH) با تشکیل پیوندهای هیدروژنی در آب حل می‌شوند. علاوه بر این ، برخی آنیونهای اکسیژن‌دار (مانند یون سولفات ،( 42+SO) ، با تشکیل پیوند هیدروژنی در آب حل می‌شوند.

نقش پیوند هیدروژنی در سیستمهای زنده

پیوند هیدروژنی در تعیین ساختار و خواص مولکولهای سیستمهای زنده نقش اساسی دارد. اجزای مارپیچ آلفا در ساختار پروتئینها و اجزای مارپیچ دوگانه در ساختمان DNA توسط پیوند هیدروژنی به هم می‌پیوندند تشکیل و گسسته شدن پیوندهای هیدروژنی در تقسیم یاخته و سنتز پروتئین های آن دارای اهمیت اساسی است.

کشش سطحی

حتما تاکنون ایستادن حشرات را در سطح آب رودخانه‌ها دیده‌اید. علت این امر و پیوند هیدروژنی بین مولکولهای آب سطح رودخانه و ایجاد کشش سطحی و در نتیجه یک لایه به هم پیوسته و تور مانند در سطح آب است که وزن پاهای نازک حشرات را می‌تواند تحمل کند

 

 

 

|+| نوشته شده توسط مهرناز در سه شنبه دهم اردیبهشت 1387 ساعت 17:7 |

|+| نوشته شده توسط مهرناز در شنبه بیست و چهارم فروردین 1387 ساعت 18:56 |

تاريخچه‌ي مختصر شيمي

تاريخچه‌ي مختصر شيمي


شيمي يكي از علومي است كه هموراه در زندگي بشر دخالت كامل داشته و وارد و به اندازه كه تمدن كنوني بيشتر شود دخالت آن در شئون مختلف زندگي نيز زيادتر خواهد شد. ما در دنيايي زندگي مي كنيم كه پر از مواد شيميايي گوناگون است. بعضي از اين مواد مانند آب كاملاً برايمان آشنا است اما بسياري مواد ديگر وجود دارند كه چندان آشنا نيستند. واقعيت آن است كه ما از هر لحاظ با مواد شيميايي روبرو هستيم. لباسي كه مي پوشيم، غذايي كه مصرف مي كنيم، كاغذي كه مطالب را روي آن مي خوانيم همگي مواد شيميايي به شمار مي روند. علم شيمي از اجسام و خواص و ساختمان آنها و واكنشهايي كه آنها را به اجسام ديگر تبديل مي نمايد بحث مي كند. طي هزاران سال، دانش شيمي تنها منحصر به تهيه اكسيرها، عطرها و جوهر هاي پاره اي از فلزات بود. يونانيان قرن پنجم كه همواره در صدد پي بردن به رموز و اسرار طبيعت بودند آب را كه مايه حيات ساير موجودات است عنصري ساده مي پنداشتند حال آنكه آب تركيبي از دو عنصر ساده اكسيژن و هيدروژن است.
فكر اوليه وجود عناصر ساده ابتدا از امپدوكل و سپس از ارسطو مي باشد. ارسطو معتقد بود كه چهار عنصر آب، هوا، خاك و آتش مظهر خواص اصلي از قبيل رنگ، استحكام و حالت اجسام مي باشند و از تركيب آنها مواد گوناگون به وجود مي آيد.
شيمي در طول تاريخ طولاني و تكاملي خود دورانهاي گوناگوني را پشت سر گذاشته كه مي توان آن را به سه بخش عمده تقسيم كرد: دوران باستان كه هنوز شيمي به صورت يك علم مشخص درنيامده بود. دوران كيمياگري از آستانه پيدايش مسيحيت تا سالهاي 1700 ميلادي و دوران شيمي جديد.
در سراسر دوران تاريك قرون وسطي دانش شيمي نيز همچون ديگر رشته هاي علوم پيشرفت قابل ملاحظه اي ننمود. كشف الكل و جوهر گوگرد به وسيله كيمياگر ايراني محمد زكرياي رازي و كشف فسفر در سال 1675 ميلادي توسط براند آلماني از آثار دوره كيمياگري است. كيمياگري تنها در اواخر قرن هفدهم و اوايل قرن هجدهم بود كه به صورت دانشي حقيقي و واقعي به نام شيمي در آمد. رابرت بويل انگليسي نخستين كسي بود كه دليرانه با نظرات و عقايد قدما درباره وجود عناصر چهارگانه و تبديل فلزات مخالفت نمود. به عقيده بويل عنصر جسمي است غيرقابل تجزيه و از تركيب آنها اجسام مختلف پديد مي آيد. نظريات بويل در كتاب شيميدانان شكاك كم و بيش يادآور نگرش ابن سينا در كتاب «ابطال كيميا» است كه در شش قرن پيش از آن به رشته تحرير درآورد. ژوزف بلاك شيميست اسكاتلندي در سال 1757 گاز كربنيك را به دست آورد و آن را هواي ثابت ناميد. ژوزف پريستلي انگليسي در سال 1774 گاز اكسيژن را ضمن حرارت دادن اكسيد قرمز جيوه براي نخستين بار تهيه كرد. هنري كاوانديش دانشمند انگليسي نيز در سال 1766 هيدروژن خالص را كشف نمود و خواص آن را معلوم و مشخص نمود. برگمان شيميست سوئدي اين نظر را ارائه كرد كه هوا مخلوطي از سه گاز است. هواي معيوب (ازت)، هواي خالص (اكسيژن) و اسيد هوايي (گاز كربنيك) بالاخره شارك گيوم سئل شيميست ديگر سوئدي درباره بي اكسيد منگنز مطالعاتي كرد و همين موضوع راهنماي او براي تهيه اكسيژن گرديد. لاووازيه كه در حقيقت بنيانگذار شيمي جديد محسوب مي شود گامهاي بلندي در راه آزمايش و پژوهش علمي برداشت. كشف گازهاي اكسيژن و هيدروژن به لاووازيه اين امكان را داد كه به تفسير علمي درستي براي پديده سوخت و ارتباط آن با هوا نائل آيد. لاووازيه ثابت نمود كه عمل سوختن تركيب جسم است با اكسيژن و در اين مورد يكي از قوانين اصلي شيمي يعني اصل بقاء ماده را به شرح زير وضع كرد:
هيچ چيز از بين نمي رود و هيچ چيز خلق نمي شود. در تمام واكنشهاي شيميايي مجموع وزنهاي مواد پيش از فعل و انفعال شيميايي مساوي وزنهاي مواد به دست آمده است.
در آغاز قرن هجدهم يعني در سال 1800 ميلادي ولتا فيزيكدان انگليسي نخستين پيل را كشف كرد و از آن پس الكتروشيمي در دسترس جهانيان قرار گرفت. ديوي انگليسي از تجزيه الكتريكي پتاس مذاب فلز پتاسيم و سپس از سود گداخته فلز سديم را به دست آورد. او با تجزيه الكتريكي ثابت كرد كه برخلاف عقيده لاووازيه كه اكسيژن را عامل ترشي مي ناميد تمام اسيدها اكسيژن ندارند. همچنين وهلر آلماني در آغاز اين قرن با استفاده از پتاسيم موفق به كشف آلومينيوم گرديد و از آن پس عناصر يكي پس از ديگري پيدا شدند. در اواخر نوزدهم ديمتري مندليف شيميست نابغه روس با تنظيم جدول تناوبي معروف خود عده زيادي از عناصر را از خاصيت تكرار اتمها پيش بيني كرد و با كشف آنها شيمي در رديف علوم مدرن و درجه اول قرار گرفت. بالاخره در حدود سال 1760 برتلو شيميست بزرگ فرانسوي توانست از تركيب مستقيم كربن و هيدروژن استيلن را تهيه نمايد. شيمي جديد به عنوان يك علم نظام يافت طي 200 سال گذشته شكل گرفت و از همان آغاز به كلي از شيوه هاي كيمياگري دور شد. از آغازقرن نوزدهم تا كشف و نوآوري در علم شيمي و كاربردهاي آن در تكنولوژي و زندگي با سرعت هرچه تمامتر ادامه دارد.

منبع: ایرانیکا

|+| نوشته شده توسط مهرناز در یکشنبه یازدهم آذر 1386 ساعت 14:46 |

شيمي دوم متوسطه
شيمي دوم متوسطه



  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.  

 

  



  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.

|+| نوشته شده توسط مهرناز در یکشنبه یازدهم آذر 1386 ساعت 14:45 |

آرایش الکترونی اتم ها

آرایش الکترونی اتم ها

به کمک آرایش الکترونی یک اتم می توان  خواص فیزیکی وشیمیایی آن عنصررا پیش بینی نمود.

 الکترون هابه ترتیب افزایش انرژی دراوربیتال هاقرارمی گیرند.(طبق اصل آفبا = اصل بناگذاری ).

 دیاگرام زیراوربیتال ها رابه ترتیب انرژی نشان می دهد. هرچه الکترون به هسته نزدیک تر

می شود درسطح انرژی کمتری قرار می گیرد. به عبارتی برای جدا سازی آن ازاتم انرژی بیشتری

 نیاز است.( طبق تعریف مقدار انرژی اتم منفی است)

                                                                                                             هسته

انرژی یک اوربیتال تحت تاثیر عوامل زیر قرارمی گیرد.                                                

1- اثر بار هسته : باافزایش پروتون ( Z ) در هسته جاذبه بین الکترون وهسته افزایش می یابد .

2- اثر حائلی : الکترون های درونی که بین هسته والکترون های بیرونی قرار می گیرند به طور

 نسبی اثر جاذبه هسته بر روی این الکترون هارا کاهش می دهند. وهم چنین الکترون هایی که

در یک زیر لایه قرار می گیرند تا حدودی حایل یکدیگر بوده واز جاذبه هسته می کاهند به طور

کلی باتوجه به اثر حائلی ٬باری که هر اتم ازطرف هسته احساس می کند بار موثر هسته ( *Z)

می نامند. که مسلما همیشه کمتر از بار هسته ( Z ) می باشد.

 3- اثر الکترون اضافی : الکترون دوم انرژی اوربیتال را٬ افزایش می دهد به مثال زیر توجه نمایید.                                        انرژی اوربیتال      H=  -1311kj mol-1               1s                                                         انرژی اوربیتال      He =  -2372 kj mol-1          1s

                                                انرژی اوربیتال      He +=  -5250 kj mol-1         1s

4- اثر شکل اوربیتال :  قدرت نفوذ الکترون در اوربیتال       s > p > d > f می باشد . اوربیتال 

 s بعلت شکل کروی که دارد تا نزدیکی هسته می تواند نفوذ کند ودرنتیجه جاذبه هسته برروی

الکترون های این اوربیتال بیشتراست درحالی که سایر  اوربیتال ها دارای صفحه گرهی می باشند

که چگالی الکترون درآن صفر است والکترون هرگز به اندازه الکترون s نمی تواند به هسته

 نزدیک شود. درنتیجه این اثر٬ سطح انرژی اصلی  به دو یاچند زیر لایه (اوربیتال های d ٬ p ٬ f )

 شکافته می شود. مثلا لایه سوم( 3= n )  دارای زیر لایه های    3s  و 3p  و 3dمی باشد .

s که کروی است دارای فقط یک اوربیتال و p که دمبلی شکل است . درسه جهت محورمختصات

 گسترش می یابد .ودارای سه اوربیتال(   px ٬ py ٬ pz )  می باشد.

d که دربین محورهای مختصات نیز نفوذ می کند دارای پنچ اوربیتال وبه همین ترتیب f دارای

 هفت اوربیتال می باشد.        

طبق اصل آفبا آرایش الکترونی اتم ها را به طریق زیر رسم می نماییم :

1- ازپایین ترین سطح انرژی الکترون ها را دراوربیتال ها قرار می دهیم . 1H: 1s1

2- طبق اصل طرد پائولی در هر اوربیتال دوالکترون بااسپین مخالف جای می گیرد.  2He:1s2  

طبق اصل پائولی تعداد اوربیتال ها درهر تراز اصلی از رابطه   (  n 2  ) که درآن  n  شماره تراز

 اصلی است به دست می آید.

3-  طبق اصل هوند اوربیتال های هم انرژی هنگامی زوج می شوند که هرکدام یک الکترون داشته

 باشند. 

   5B  :   1s22s22px1 

        6C :   1s22s22px12py1      

  7N:      1s22s22px12py12pz1 

    8O :  1s22s22px22py12pz1

        ّ9F:    1s22s22px22py22pz1  

   10Ne   :    1s22s22px22py22pz2

                               تعداد الکترون دراوربیتال 2 3s   سطح انرژی اصلی                       

                                                          نوع اوربیتال    

 4- به طور کلی اوربیتال هایی ابتدا الکترون می پذیرند که مجموع شماره ترازاصلی و عدد

سمتی کوچکتری (   n+l  )   داشته باشند وچنانچه مجموع این دو عدد٬ در دو اوربیتال برابر

 باشد اوربیتالی ابتدا الکترون می پذیرد که شماره ترازاصلی انرژی درآن ( n ) کوچکترباشد. 

 مثال : 

                                                                     3s:      n+l   =  3+ 0= 3 

                                                                     3P:     n+l   =  3+ 1= 4 

                                                                     3d:     n+1   =  3+ 2= 5

                                                                       4s:     n+l   =  4+ 0= 4 

                                                                       4P:     n+l   =  4+ 1=5 

ترتیب پر شدن دراین چند اوربیتال به این ترتیب خواهد بود .

                                               4P  <------ 3d   < ------ 4s  <----- 3P   <----- 3s

اوربیتال ها را معمولا به شکل دایره ویا مربع نشان می دهند .حال اگر اوربیتال ها را به ترتیب

 پر شدن درکنار هم قرار دهیم.جدولی نظیر جدول زیر به وجود خواهد آمد. که همان جدول تناوبی

  عناصر است.

.

طبق این قاعده می توان آرایش الکترونی بیشتر اتم ها را درحالت پایه به دست آورد.ولی لازم به

 تذکر است این قاعده تقریبی بوده زیرا برمبنای فرضی استوارشده است که همیشه درست نیست. در

بعضی ازعناصر که عدداتمی بالایی دارند ترازهای فرعی به طور منظم پر نمی شوند.وچند مورد

استثنایی مشاهده می شود.

|+| نوشته شده توسط مهرناز در یکشنبه یازدهم آذر 1386 ساعت 14:44 |

رایش الکترونی عناصر واسطه
شیمی 2 - آرایش الکترونی عناصر واسطه
- در بین عناصر شماره 1 تا 36 عناصر 21 تا 30 عنصر واسطه بوده و تراز 3d در انها پر می شود و مابقی عنصر اصلی هستند .

- در عناصر واسطه 21 تا 30 ( بجز کروم و مس که آرایش استثنا دارند ) تعداد الکترون تراز 3d برابر با یکان عدد اتمی آنهاست و تراز 4s آنها نیز پرشده است . مثلا آهن با عدد اتمی 26 در تراز 3d خود 6 الکترون و در تراز 4s خود 2 الکترون دارد .
ساختار اتم

..................................................

شیمی 2 - جرم اتم بر حسب amu
هر amu جرمی معادل یک نوترون یا تقریبا یک پروتون دارد ، بنابراین جرم هر اتم بر حسب amu تقریبا برابر با عدد جرمی آن اتم است . مثلا عدد جرمی اتم اکسیژن معمولی 16 است و جرم هر اتم آن 16 amu می باشد .

ساختار اتم

..................................................

شیمی 2 - آرایش الکترونی عناصر 31 تا 36
این عناصر همگی در بلوک P قرار داشته و جزء عناصر اصلی می باشند . آرایش الکترونی همگی آنها به 4p ختم شده و تراز 3d و 4s انها پرشده است. تعداد الکترون تراز 4p آنها برابر با یکان عدد اتمی آنهاست . مثلا عنصر شماره 35 در تراز 4p خود 5 الکترون دارد .
ساختار اتم

..................................................

شیمی 2 - انرژی یونش
هر عنصر به تعداد الکترونهایش ( عدد اتمی ) دارای انرژی یونش است .

- انرژی های یونش متوالی یک عنصر همواره در حال افزایش است . ( IEn> ... >IE3>IE2>IE1 )

- در هر گروه از بالا به پایین انرژی نخستین یونش کاهش می یابد .

- در هر دوره از چپ به راست انرژی نخستین یونش افزایش می یابد ، بجز در گروه 13 و 16 که کاهش می یابد .

- در هر دوره جدول فلز قلیایی کمترین انرژی نخستین یونش و گاز نجیب بیشترین انرژی نخستین یونش را دارد .

- در بین تمام عناصر ، هیلم بیشترین انرژی نخستین یونش و سزیم کمترین انرژی نخستین یونش را دارد.
ساختار اتم

شیمی 2 - ترازهای فرعی هر دوره جدول تناوبی
بطور کلی در هر دوره جدول ترازهای فرعی زیر در حال پرشدن می باشند :

ns , (n-2)f , (n-1)d , np

که در آن n شماره دوره جدول است . مثلا در دوره 5 (n=5 ) ترازهای 5s , 4d , 5p به ترتیب پر میشوند . ( چون تراز 3f وجود ندارد آنرا نمینویسیم )
ساختار اتم

|+| نوشته شده توسط مهرناز در یکشنبه یازدهم آذر 1386 ساعت 14:43 |

ديمتري اوانوويچ مندليف
                                                 ديمتري اوانوويچ مندليف
                                                                          
● تولد مندلیف
دیمیتری اوانوویچ مندلیف (Mandaliev) ، زیر و رو کننده علم شیمی و فرزند یکی از مدیران مدرسه محلی 
 در ۷ فوریه ۱۸۳۴ در شهرتوبولسک واقع در روسیه متولد شد.
● ورود به دنیای شیمی
وی در سال ۱۸۶۹ دکتر علوم و استاد شیمی دانشگاه شد و در همین سال ازدواج کرد. در این هنگام ،
 فقط ۶۳ عنصر از نظر شیمیدانها شناخته شده بود.
● قانون تناوبی
مندلیف در این فکر بود که خواص فیزیکی و شیمیایی عناصر ، تابعی از جرم اتمی آنهاست. بدون قانون
تناوبی نه پیش بینی خواص عناصرناشناخته میسر بود و نه به فقدان یا غیبت برخی از عناصر می‌شد پی برد.
 کشف عناصر ، منوط به مشاهده و بررسی بود. بنابراین تنها یاریبخت ، مداومت و یا پیش داوری ، منجر به
کشف عناصر جدید می‌شد. قانون تناوبی ، راه جدیدی در این زمینه گشود. منظور مندلیف از این جمله‌ها آن بود
 که در سیر تاریخی شیمیایی ، زمان حدس زدن وجود عناصرو پیشگویی خواص مهمشان فرا رسیده است.
 جدول تناوبی ، پایه‌ ای برای این کار شد. حتی ساخت این جدول نشان می‌داد که در چه جاهایی مکان
خالی باقی می‌ماند که باید بعدا” اشغال شود.
● چینش عناصر در جدول تناوبی
با آگاهی از خواص عناصر موجود در جوار این مکانهای خالی ، می‌شد خواص مهم عناصر ناشناس
را تخمین زد و چند مشخصه مقداری آنها (جرمهای اتمی، چگالی ، نقطه ذوب ، و نقطه جوش و مانند آنها)
را به کمک نتیجه گیری‌های منطقی و چند محاسبه ریاضی ساده ، تعیین کرد. این مطالب نیاز به تبحر کافی
 در شیمی داشت. مندلیف از این تبحر برخوردار بود که با ترکیب آن ، با تلاش علمی و اعتقاد به قانون تناوبی
توانست پیشگوهای درخشانی درباره وجود و خواص چندین عنصر جدید را ارایه دهد. بنابراین مطابق با این فکر
 ، جدولی درست کرد و ۶۳ عنصر شناخته شده را به ترتیب جرم اتمیشان در جدول قرار داد.
تعداد عناصر در سطرهای جدول یکی نبود، مثلاٌ سطر پنجم ۳۲ عنصر داشت، در حالی‌که سطر ششم فقط
شامل ۶ عنصر بود. ولی عناصری که خواص آنها شبیه هم بود، در این جدول نزدیک هم قرار داشتند و بدین
علت مقداری از خانه‌های خالی ، متعلق به عناصری است که تا آن زمان شاخته نشده بود. وی این نتیجه را
در سال ۱۸۶۹ به جامعه شیمی روسیه تقدیم کرد.
● میزان استقبال از جدول مندلیف در آن زمان
جدول مندلیف که پیش بینی وجود ۹۲ عنصر را می‌نمود، جز “لوتر مایز” که یک سال بعد از مندلیف ، جدولی
 مشابه با جدول مندلیف انتشارداده بود، طرفداری نداشت.
● پیش‌بینی‌های مندلیف در جهان علم
پیش‌بینی‌های عجیب مندلیف ، زمان درازی به صورت مثلهای موجود در همه کتابهای شیمی در آمده بود
 و کمتر کتاب شیمی وجود دارد که در آن ، از اکاآلومینیوم و اکابور و اکاسیلیسیم یاد نشده باشد که بعدها
 پس از کشف به نامهای گالیوم، سکاندیوم و ژرمانیوم نامیده شدند. در میان سه عنصری که مندلیف پیش بینی
کرده بود اکاسیلیسیوم بعد از سایرین کشف شد(۱۸۸۷) و کشف آن بیش از کشف دو عنصر دیگر ،مرهون یاری
 بخت و تصادف مساعد بود.
● تایید پیش‌گویی‌های مندلیف
در واقع ، کشف گالیوم توسط “بوابودران” (۱۸۷۵) مستقیماٌ توسط روشهای طیف سنجی‌اش بود و جداکردن
 سکاندیوم توسط “نیلسون” و “کلو” (۱۸۷۹) مربوط به بررسی دقیق خاکهای نادر بود که در آن زمان اوج
گرفته بود. اندک اندک همه پیش‌گویی‌های مندلیف تحقق  یافتند. آخرین تایید در مورد وزن مخصوص سکاندیوم
 فلزی بود. در سال ۱۹۳۷ ، “فیشر” شیمیدان آلمانی ، موق به تهیه سکاندیوم با درجه خلوص ۹۸% شد.
وزن مخصوص آن ، ۳ گرم بر سانتی‌متر مکعب بود. این دقیقاٌ همان رقمی است که مندلیف پیش‌بینی کرده بود.
در پاییز سال ۱۸۷۹ “انگلس” کتاب جامعی بدست آورد که نویسندگانش “روسکو” و “شورلمر” بودند.
در آن کتاب ، برای نخستین بار به پیشگویی آلومینیوم توسط مندلیف و کشفش تحت تاثیر نام گالیوم اشاره شده
 بود. در مقاله ای که بعدها انگلس در کتابی هم نقل کرده است، اشاره به مطلب آن کتاب شیمی شده است و
 نتیجه گرفته است که: « مندلیف با به کار بردن ناخودآگاه قانون تبدیل کمیت به کیفیت هگل ، واقیعت علمی
 را تحقق بخشید که از نظر تهور ، فقط قابل قیاس با کار“لوریه”در محاسبه مدارسیاره ناشناخته نپتون بوده است. »
● شهرت جهانی مندلیف
علاوه بر آنچه گفته شد، با اکتشاف آرگون در سال ۱۸۹۴ و هلیوم و اینکه جدول مندلیف وجود نیون و کریپتون
 و گزنون را پیش‌بینی نمود، جدول مندلیف شهرت عجیب و فوق‌العاده ای کسب نمود. در آن سالها بود که تمامی
 آکادمی‌های کشورهای جهان (غیر از مملکت خویش) او را به عضویت دعوت نمودند.
● مرگ مندلیف
مندلیف دو دوم فوریه ۱۹۰۷ در ۷۳ سالگی در گذشت. به طوری که می‌دانیم، از هنگامی که جدول مندلیف بوجود آمد
خانه‌های خالی آن ، یکی پس از دیگری با کشف عناصر پر می‌شد و آخرین خانه خالی جدول ، در سال ۱۹۳۸ با کشف
 آکتنیوم در پاریس پر شد
|+| نوشته شده توسط مهرناز در یکشنبه یازدهم آذر 1386 ساعت 14:41 |

لورد ارنست رادرفورد
لورد ارنست رادرفورد
                                                         
این فیزیکدان و شمیدان بزرگ در۳۰ آگوست سال ۱۸۷۱ در نیوزلند در خانواده ای متوسط چشم به جهان گشود. در کودکی به همراه خانواده اش به آنجا مهاجرت کرد و تا آخر عمرش در همان جا بود. در کشور انگلستان توانست با دریافت کمک هزینه تحصیلی درس بخواند و تا درجات عالی درس خواند. در سال ۱۸۹۳ درجه فوق لیسانس خود با عالترین نمرات و آن هم بصورت همزمان در دو رشته ریاضیات و فیزیک دریافت کرد. بصورت تشویقی به او اجازه داده شد که یک سال در دانشگاه بماند و با اختیار تام بتواند از دانشگاه استفاده کند. او ترجیح داد،این مدت را به تحقیق در رابطه با مغناطیسی شدن آهن از طریق تخلیه برقی هر بسامد اختصاص دهد. یک سال بعد، یعنی در سال ۱۸۹۵ کمک هزینه دیگری به همراه شغلی در آزمایشگاه به او پیشنهاد شد که بلافاصله پذیرفت. همان طور که می دانید در این زمان با انجام آزمایشی جالب که به بمباران کردن ورقه طلا مشهور است، توانست تهولی شگرف در علم شیمی دهد و پرتوهای آلفا و گاما و بتا را نیز کشف کند. بعدها و پس از انجام دادن آزمایشات دیگری دریافت که ذره آلفا همان اتم های هلیوم هستند. او عدد آووگادرو را نیز توانست به طور دقیق تر محاسبه نماید.
بزرگرترین (البته یکی از آنها) کشف او، کشف ساختار پیچیده و اولیه اتم بود. او برای اولین بار این مطلب را پس از انجام آزمایش مشهورش بیان نمود و گفت:«اتم تشکیل شده از مقدار زیادی فضای تهی،هسته باردار البته مثبت، کوچک و بصورت چگال در مرکز قرار دارد . بارهای مخالف هسته در اطراف آن قرار گرفته اند». به پاس زحمات گرانبهای او آزمایشات بسیارش در سال ۱۹۰۸ جایزه نوبل را به او اعطا کردند. همچنین به عضویت جامعه پادشاهی و استادی دانشگاه درآمد. در زمان استادیش شاگردان بسیار بزرگی را تربیت و به جامعه تحویل داد که از جمله آنها هنری موزلی است که بعدها موفق به کشف عدد اتمی شد و بواسطه آن جدول تناوبی امروزی را نیز کشف کرد. این محقق و اندیشمند بزرگ و فرزانه در ۱۹ اکتبر سال ۱۹۳۷ با افتخار درگذشت. این فیزیکدان و شمیدان بزرگ در۳۰ آگوست سال ۱۸۷۱ در نیوزلند در خانواده ای متوسط چشم به جهان گشود. در کودکی به همراه خانواده اش به آنجا مهاجرت کرد و تا آخر عمرش در همان جا بود. در کشور انگلستان توانست با دریافت کمک هزینه تحصیلی درس بخواند و تا درجات عالی درس خواند. در سال ۱۸۹۳ درجه فوق لیسانس خود با عالترین نمرات و آن هم بصورت همزمان در دو رشته ریاضیات و فیزیک دریافت کرد. بصورت تشویقی به او اجازه داده شد که یک سال در دانشگاه بماند و با اختیار تام بتواند از دانشگاه استفاده کند. او ترجیح داد،این مدت را به تحقیق در رابطه با مغناطیسی شدن آهن از طریق تخلیه برقی هر بسامد اختصاص دهد. یک سال بعد، یعنی در سال ۱۸۹۵ کمک هزینه دیگری به همراه شغلی در آزمایشگاه به او پیشنهاد شد که بلافاصله پذیرفت. همان طور که می دانید در این زمان با انجام آزمایشی جالب که به بمباران کردن ورقه طلا مشهور است، توانست تهولی شگرف در علم شیمی دهد و پرتوهای آلفا و گاما و بتا را نیز کشف کند. بعدها و پس از انجام دادن آزمایشات دیگری دریافت که ذره آلفا همان اتم های هلیوم هستند. او عدد آووگادرو را نیز توانست به طور دقیق تر محاسبه نماید.
بزرگرترین (البته یکی از آنها) کشف او، کشف ساختار پیچیده و اولیه اتم بود. او برای اولین بار این مطلب را پس از انجام آزمایش مشهورش بیان نمود و گفت:«اتم تشکیل شده از مقدار زیادی فضای تهی،هسته باردار البته مثبت، کوچک و بصورت چگال در مرکز قرار دارد . بارهای مخالف هسته در اطراف آن قرار گرفته اند». به پاس زحمات گرانبهای او آزمایشات بسیارش در سال ۱۹۰۸ جایزه نوبل را به او اعطا کردند. همچنین به عضویت جامعه پادشاهی و استادی دانشگاه درآمد. در زمان استادیش شاگردان بسیار بزرگی را تربیت و به جامعه تحویل داد که از جمله آنها هنری موزلی است که بعدها موفق به کشف عدد اتمی شد و بواسطه آن جدول تناوبی امروزی را نیز کشف کرد. این محقق و اندیشمند بزرگ و فرزانه در ۱۹ اکتبر سال ۱۹۳۷ با افتخار درگذشت.
|+| نوشته شده توسط مهرناز در یکشنبه یازدهم آذر 1386 ساعت 14:31 |

هنری موزلی


این دانشمند انگلیسی در22 نوامبر سال 1887 زاده شده.از ابتدای کودکی آثار هوش و ذکاوت از رفتاروگفتارش هویدا بودوهم به خاطربودکه توانست درجوانی به سادگی  بورس تحصیلی ورود به دانشگاه آکسفورد راازآن خود سازد. در سن 22سالگی به گروهی پیوست که دردانشگاه ویکتوریا زیرنظر ارنست رادرفورد سرگرم کارهای پژوهشی بود.موزلی مدت2سال را با این گروه سپری کردوبه عنوان شایسته ترین فرد این گروه شناخته شد. مطالعه ی گسترده ی او روی پرتوهای X تولیدشده ازعنصرهای مختلف و کشف ارتباط فرکانس پرتوهای تولیدشده با تعدادبارهای مثبت درون هسته ی اتم این عنصرها سرانجام به معرفی عدد اتمی منجرشد.این کشف پس ازگذشت 50 سال ازسازماندهی جدول تناوبی توست مندلیف به وقوع پیوست سبب شدکه ملاک چیده شدن عنصرها در این جدول از جرم اتمی به عدداتمی تغییریابد.
به نظر می رسید که هیچ کس به اندازه موزلی شایسته ی دریافت جایزه ی نوبل شیمی در سال 1916نباشد.اما افسوس که تقدیر به گونه ای دیگر حکم راند و با آغاز نخستین جنگ جهانی موزلی به عنوان یکی از اعضای بخش مهندسی ارتش با درجه ی ستوانی راهی میدان جنگ شد.12ژوئن سال1915فرا رسیدو هنوز یک سال از آغاز جنگ نگذشته بودکه موزلی در منطقه ی گالیپولی واقع درترکیه در حالی که مشغول مخابره ی فرمانی بود به ناگاه گلوله ای به سرش برخورد کرد و به عمرکوتاه اماسرشارازافتخارش پایان داد.

|+| نوشته شده توسط مهرناز در شنبه دهم آذر 1386 ساعت 17:2 |

ساختار اتم

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.

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 (ml) :

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.

|+| نوشته شده توسط مهرناز در شنبه دهم آذر 1386 ساعت 16:17 |

جدول تناوبی عناصر شیمیائی

از ویکی‌پدیا، دانشنامهٔ آزاد.

(تغییر مسیر از جدول تناوبی)
پرش به: ناوبری, جستجو

جدول تناوبی عنصرهای شیمیایی‏، نمایشی از عنصرهای شیمیایی شناخته شده‌است که بر اساس ساختار الکترونی مرتب گردیده‌است به‌گونه‌ای که بسیاری از ویژگی‌های شیمیایی عنصرها به صورت منظم در طول جدول تغییر می‌کنند.

جدول اولیه بدون اطلاع از ساختار داخلی اتم‌ها ساخته شد: اگر عناصر را بر حسب جرم اتمی آنها مرتب نمائیم، و آنگاه نمودار خواص معین دیگر آنها را بر حسب جرم اتمی رسم نمائیم، می‌توان نوسان یا تناوب این خواص را بصورت تابعی از جرم اتمی مشاهده نمود. نخستین کسی که توانست این نظم را مشاهده نماید، یک شیمیدان آلمانی به نام یوهان ولفگانگ دوبِرَینر (Johann Wolfgang Döbereiner) بود. او متوجه تعدادی تثلیث از عناصر مشابه شد:

نمونه تثلیث‌ها
عنصر جرم اتمی چگالی
Cl 35.5 1.56 g/L
Br 79.9 3.12 g/L
I 126.9 4.95 g/L
 
Ca 40.1 1.55 g/cm3
Sr 87.6 2.6 g/cm3
Ba 137 3.5 g/cm3

و به دنبال او، شیمیدان انگلیسی جان نیولندز (John Alexander Reina Newlands) متوجه گردید که عناصر از نوع مشابه در فاصله‌های هشت تایی یافت می‌شوند، که آنها را با نت‌های هشتگانه موسیقی شبیه نمود، هرچند که قانون نت‌های او مورد تمسخر معاصرین او قرار گرفت. سرانجام شیمیدان آلمانی لوتار مَیر (Lothar Meyer) و شیمیدان روسی دمیتری مندلیف (Dmitry Ivanovich Mendeleev) تقریباً بطور هم‌زمان اولین جدول تناوبی را، با مرتب نمودن عناصر بر حسب جرمشان، توسعه دادند(ولی مندلیف تعداد کمی از عناصر را خارج از ترتیب صریح جرمی، برای تطابق بهتر با خواص همسایگانشان رسم نمود – این کار بعدها با کشف ساختار الکترونی عناصر در اواخر سده نوزدهم و آغاز سده بیستم توجیه گردید).

فهرست عناصر بر پایه نام، علامت اختصاری و عدد اتمی موجود است. شکل زیر جدول تناوبی عناصر شناخته شده را نمایش می‌دهد. هر عنصر با عدد اتمی و علامتهای شیمیایی. عناصر در یک ستون («گروه») از لحاظ شیمیایی مشابه می‌باشند.


گروه 1 2
3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
دوره
1 1
H
2
He
2 3
Li		 4
Be

5
B		 6
C		 7
N		 8
O		 9
F		 10
Ne
3 11
Na		 12
Mg

13
Al		 14
Si		 15
P		 16
S		 17
Cl		 18
Ar
4 19
K		 20
Ca
21
Sc		 22
Ti		 23
V		 24
Cr		 25
Mn		 26
Fe		 27
Co		 28
Ni		 29
Cu		 30
Zn		 31
Ga		 32
Ge		 33
As		 34
Se		 35
Br		 36
Kr
5 37
Rb		 38
Sr
39
Y		 40
Zr		 41
Nb		 42
Mo		 43
Tc		 44
Ru		 45
Rh		 46
Pd		 47
Ag		 48
Cd		 49
In		 50
Sn		 51
Sb		 52
Te		 53
I		 54
Xe
6 55
Cs		 56
Ba		 *
 71
Lu		 72
Hf		 73
Ta		 74
W		 75
Re		 76
Os		 77
Ir		 78
Pt		 79
Au		 80
Hg		 81
Tl		 82
Pb		 83
Bi		 84
Po		 85
At		 86
Rn
7 87
 Fr 		 88
Ra		 **
 103
Lr		 104
Rf		 105
Db		 106
Sg		 107
Bh		 108
Hs		 109
Mt		 110
Ds		 111
Uuu		 112
Uub		 113
Uut		 114
Uuq		 115
Uup		 116
Uuh		 117
Uus		 118
Uuo

* لانتانیدها 57
La		 58
Ce		 59
Pr		 60
Nd		 61
Pm		 62
Sm		 63
Eu		 64
Gd		 65
Tb		 66
Dy		 67
Ho		 68
Er		 69
Tm		 70
Yb
** آکتینیدها 89
Ac		 90
Th		 91
Pa		 92
U		 93
Np		 94
Pu		 95
Am		 96
Cm		 97
Bk		 98
Cf		 99
Es		 100
Fm		 101
Md		 102
No
در اینجا روشهای دیگر برای نمایش جدول ارائه شده‌اند:
جدول استاندارد - جدول جایگزین - جدول ضد - جدول بزرگ - جدول عظیم - جدول عریض - جدول توسعه یافته - جدول ساختاری - فلزات و غیر فلزات

کد رنگ برای اعداد اتمی:

  • عناصر شماره گذاری شده با رنگ آبی ، در دمای اتاق مایع هستند؛
  • عناصر شماره گذاری شده با رنگ سبز ، در دمای اتاق بصورت گاز می‌باشند؛
  • عناصر شماره گذاری شده با رنگ سیاه، در دمای اتاق جامد هستند.
  • عناصر شماره گذاری شده با رنگ قرمز ترکیبی بوده و بطور طبیعی یافت نمی‌شوند(همه در دمای اتاق جامد هستند.)
  • عناصر شماره گذاری شده با رنگ خاکستری ، هنوز کشف نشده‌اند (و بصورت کم رنگ نشان داده شده‌اند تا گروه شیمیایی را که در آن قرار می‌گیرند، مشخص نماید.(

و می‌توانید دراین کلید واژه جدول تناوبی برای تشدید مغناطیسی را بیابید.

تعداد لایه الکترون در یک اتم تعیین کننده ردیفی است که در آن قرار می‌گیرد. هر لایه به زیرلایه‌های متفاوتی تقسیم می‌شود، که هر اندازه عدد اتمی افزایش می‌یابد، این لایه‌ها به ترتیب زیر:

1s
2s           2p
3s           3p
4s        3d 4p
5s        4d 5p
6s     4f 5d 6p
7s     5f 6d 7p
8s  5g 6f 7d 8p
...

براساس ساختار جدول پر می‌شوند. از آنجائیکه الکترونهای خارجی‌ترین لایه، خواص شیمیایی را تعیین می‌نمایند، این لایه‌ها در میان گروهای یکسان مشابه‌اند.عناصر همجوار با یکدیگر در یک گروه، علیرغم اختلاف مهم در جرم، دارای خواص فیزیکی مشابه هستند. عناصر همجوار با یکدیگر در یک ردیف دارای جرم‌های مشابه ولی خواص متفاوت هستند.

برای مثال، عناصر بسیار نزدیک به نیتروژن (N) در ردیف دوم کربن(C) و اکسیژن(O) هستند. علیرغم تشابه آنها در جرم (که بصورت ناچیزی در واحد جرم اتمی تفاوت دارند)، دارای خواص بینهایت متفاوتی هستند، همانطور که با بررسی فرمهای دیگر می‌توان ملاحظه نمود: اکسیژن دو اتمی یک کاز است که سوختن را تشدید می‌نماید، نیتروژن دو اتمی یک گاز است که سوختن را تشدید نمی‌کند، و کربن یک جامد است که می‌تواند سوزانده شود(بله، می‌توان الماس را سوزاند!).

در مقایسه، عناصر بسیار نزدیک به کلر (Cl) در گروه یکی مانده به آخر در جدول (هالوژن‌ها) فلوئور(F) و برم(Br) هستند. علیرغم تفاوت فاحش جرم آنها در گروه، فرمهای دیگر آنها دارای خواص بسیار مشابه هستند: آنها بسیار خورنده (بدین معنی که تمایل خوبی برای ترکیب با فلزات، برای تشکیل نمک هالاید فلز)؛ کلر و فلوئور گاز هستند، درحالیکه برم یک مایع با تبخیر بسیار کم است؛ کلر و برم بسیار رنگی هستند.

217.218.151.149 ۱۱:۱۴، ۱ اکتبر ۲۰۰۷ (UTC)== جستارهای وابسته ==

[ویرایش] منبع

[ویرایش] پیوند به بیرون

|+| نوشته شده توسط مهرناز در شنبه دهم آذر 1386 ساعت 15:54 |

این جدول توسط محمد فولادی برنامه ریزی شده

*** جدول تناوبی عنصرها ***

 

برای دیدن خواص عنصر مورد نظر روی ان کلیک کنین:
H He
Li Be B C N O F Ne
Na Mg Al Si P S Cl Ar
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
Fr Ra Ac rf Db Sg Bh Hs Mt
Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu
Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr

نام عنصر

عدد اتمی

جرم اتمی میانگین

دمای انجماد

دمای جوش

|+| نوشته شده توسط مهرناز در شنبه دهم آذر 1386 ساعت 15:48 |

عدد اتمی و قانون تناوبی

عدد اتمی و قانون تناوبی

صادق بهداد

عدد اتمی و قانون تناوبی

 

 

برای آنکه عناصر مشابه زیر یکدیگر قرار گیرند مندلیف ناچار شد که برای برخی عناصر کشف نشده در آن زمان، در جدول خود جای خالی بگذارد. براساس نظام پیشنهادی خود، او توانست خواص سه عنصر ناشناخته را پیش بینی کند. کشف بعدی عناصر اسکاندیم، گالیم و ژرمانیم و پی بردن به آنکه هر یک دارای خواصی مشابه با خواصی است که مندلیف پیشتر پیش بینی کرده بود، اعتبار نظام تناوبی را نشان داد. مندلیف وجود گازهای نجیب ( He, Ne, Ar, Kr, Xe و Ra ) را پیش بینی نکرد. اما در هر حال پس از کشف این عناصر در سالهای 1898 - 1892، عناصر مزبور به سهولت در گروه خود در جدول جا داده شدند. درست ماندن جدول تناوبی عناصر، ایجاب می‌کرد که سه عنصر I, Ni, K در محلی جز آنکه ترتیب افزایش وزن اتمی حکم می‌کرد، قرار داده شوند. مثلا ید، براساس وزن اتمی باید عنصر شماره 52 باشد، اما برای قرار گرفتن در گروه عناصر به لحاظ شیمیایی، مشابه ( Br, Cl, F ) عنصر شماره 53 در نظر گرفته شد. مطالعه بعدی طبقه بندی تناوبی، بسیاری از شیمیدانها را متقاعد ساخت که خاصیت بنیادی دیگری جز وزن اتمی موجب پیدایش خاصیت مشهود تناوبی است. پیشنهاد شد که این خاصیت بنیادی به نحوی با عدد اتمی، که در آن زمان تنها یک شماره ترتیب در جدول تناوبی بود، مرتبط است.

قانون تناوبی موزلی

کار هنری موزلی( Henry G. J. Mosley ) در سالهای 1913 و 1914 این مسأله را حل کرد. وقتی پرتو پر انرژی کاتدی، روی یک هدف متمرکز شود، پرتو ایکس تولید می‌شود ( شکل روبرو ). طول موجهای تشکیل دهنده این تابش ایکس را می‌توان از هم جدا کرد و طیف خطی حاصل را روی یک صفحه عکاسی ثبت نمود. وقتی عناصر مختلف به عنوان هدف به کار برده شوند، طیفهای پرتو ایکس متفاوتی به دست می‌آید که هر طیف فقط از معدودی خط تشکیل شده است.
موزلی، طیف پرتو ایکس سی و هشت عنصر را که اعداد اتمی آنها بین 13 ( آلومینیم ) و 79 ( طلا ) بود، مورد بررسی قرار داد. او با مطالعه خطوط مشابه در طیفهای این عناصر دریافت که بین جذر فرکانس خط طیفی و عدد اتمی عنصر مربوط، یک رابطه خطی وجود دارد ( شکل پایین ). به عبارت دیگر وقتی عناصر به ترتیب افزایش عدد اتمی مرتب شده باشند، ریشه دوم فرکانس خط طیفی از عنصری به عنصر دیگر همیشه به مقدار ثابتی افزایش می‌یابد.

بنابراین موزلی موفق شد که بر پایه طیف خطی پرتو ایکس هر عنصر، عدد اتمی صحیح آن را تعیین کند. او به این ترتیب توانست مشکل طبقه بندی عناصری را حل کند که براساس وزن اتمی در جای درست خود قرار نمی گرفتند ( I, Ni, K ). او همچنین ابراز داشت که بین 58Ce تا 71Lu ( جدول تناوبی ) باید چهارده عنصر وجود داشته باشند و ثابت کرد که این عناصر باید در جدول تناوبی به دنبال لانتان قرار گیرند.
در آن زمان، نمودار موزلی نشان داد که باید چهار عنصر کشف نشده ( دارای اعداد اتمی 43، 61، 72 و 75 ) پیش از 79Au وجود داشته باشند. بر پایه کار موزلی، قانون تناوبی بار دیگر تعریف شد که: خواص شیمیایی و فیزیکی عناصر تابع تناوبی عدد اتمی است.
اعداد اتمی موزلی با بار هسته ای که رادرفورد براساس آزمایشهای پراش ذرات محاسبه کرده بود، کم و بیش همسانی داشت. بنابراین، موزلی پیشنهاد کرد که عدد اتمی، Z، تعداد واحد بار مثبت هسته اتمی است. به گفته او: " در اتم، کمیتی بنیادی هست که از یک عنصر به عنصر بعدی به مقادیر منظمی افزایش می‌یابد. این کمیت تنها می‌تواند بار الکتریکی هسته مرکزی مثبت باشد ".
پرتو ایکس، تابشهای الکترومغناطیسی اند که طول موجهایی به مراتب کوتاهتر ( و در نتیجه فرکانس و انرژیهای به مراتب بیشتر ) از نور مرئی دارند. اعتقاد بر این است که طیف پرتو ایکس یک عنصر ناشی از نوعی انتقال الکترونی، درون اتمهای عنصر هدف است. در لامپ پرتو ایکس اشعه کاتدی الکترونهای لایه های داخلی اتم هدف را از جا می‌کنند. وقتی الکترونهای لایه های بیرونی تر، به جاهای خالی که به این ترتیب ایجاد شده اند سقوط می‌کنند پرتو ایکس به وجود می‌آید. از آنجا که انتقال الکترونی از تراز بالاتر به تراز پایین تر یک اتم متضمن رها شدن مقدار زیادی انرژی است فرکانس انرژی آزاد شده بالا و به تناسب طول موج آن کوتاه و ویژه پرتو ایکس است.
فرکانس تابشی آزاد شده از یک انتقال الکترونی به بار مثبت هسته اتم نیز بستگی دارد. مقدار انرژی آزاد شده مستقیما با مجذور بار هسته ای،2 Z، متناسب است. هر چه بار هسته ای بیشتر باشد انرژی آزاد شده بیشتر و طول موج تابش نشر یافته کوتاهتر خواهد بود. مشاهدات موزلی بازتاب این رابطه است.

|+| نوشته شده توسط مهرناز در چهارشنبه هفتم آذر 1386 ساعت 18:13 |