الدرس الثانى ... اسس النظريه الحديثه

أسس النظريــة الحديثـــة
1- الطبيعة المزدوجة للإلكترون
2- مبدأ عدم التأكد لهيزنبرج
3 -المعادلة الموجية التي تصف حركة الإلكترون وتحدد أشكالها وطاقتها
الطبيعــة المزدوجة للإلكتـــرون
مبدأ دى برولى (الطبيعة المزدوجة للإلكترون )
* الإلكترون جسيم مادي له خواص موجية
* كل جسيم متحرك تصاحبه حركة موحية تسمى بالموجات المادية لها بعض خواص الموجات الضوئية
 خـواص الموجــات الماديــة
1- لا تنفصل عن الجسم المتحرك
2-سرعتها لا تساوى سرعة الضوء
 علل تختلف الموجات المادية عن الموجات الكهرومغناطيسية
لأنها لا تنفصل عن الجسم المتحرك و سرعتها لا تساوى سرعة الضوء
ملاحظات
1- أثبتت الدراسات الحديثة أن الإلكترون له طبيعة مزدوجة آي أنة جسيم مادي له خواص موجية
2- آي جسيم مادي متحرك سواء كان الإلكترون أو النواة أو كرة مطاطية تصاحبها حركة مادية تسمى بالموجات المادية
3- اعتبرت جميع النظريات السابقة أن الإلكترون مجرد جسيم مادي صغير سالب الشحنة
4- تختلف الموجات المادية عن الموجات الكهرومغناطيسية وتشبة بعض خواص الموجات الضوئية
مبــدأ عــدم التأكــد لهيـزنبــرج
مبــدأ عــدم التأكــد لهيـزنبــرج
-يستحيل عمليا تحديد مكان وسرعة الإلكترون بدقة فى وقت واحد ولكن هذا يخضع لقوانين الاحتمالية حيث يمكن تحديد سرعة الإلكترون على وجه الدقة ومن المحتمل وجود الإلكترون في هذا المكان أو ذاك أي التحدث بلغة الاحتمالات هو الأقرب للصواب
 علل يستحيل عمليا تحديد مكان وسرعة الإلكترون بدقة فى وقت واحد
لأن الجهاز المستخدم في عملية القياس لابد أن يغير فى مكان أو سرعة الإلكترون مما يشكك في دقة النتائج ولكن يمكن تحديد السرعة على وجه الدقة وتحديد المكان على وجه الاحتمال
المعادلـة الموجيـة التي تصف حركة الإلكترون ( شرود نجر )
*استطاع شرود نجر عام 1926 من وضع معادلة موجية التى يمكن بتطبيقها وحلها على حركة الإلكترون فى الذرة يمكن إيجاد
1- مستويات الطاقة المسموح بها فى الذرة
2- تحديد مناطق الفراغ التي يزيد فيها احتمال تواجد الإلكترون حول النواة
نتائـــج المعادلــة الموجيــة لشرود نجر
1-تغير مفهوم حركة الإلكترون حيث كان مدار الإلكترون حول النواة ثابت ومحدد والمناطق بين
المستويات محرمة تماما على الإلكترون فأصبحت الفراغات بين المستويات ليس منطقة محرمة على
الإلكترون
2-أصبح تعبير السحابة الإلكترونية هو المقبول لوصف الاوربيتال للتعبير
عن احتمال تواجد الإلكترون فى منطقة ما فى الفراغ المحيط بالنواة
 الاوربيتال بمفهــوم النظريـة الحديثــة
-اصطلاح للتعبير عن احتمال تواجد الإلكترون فى منطقة ما فى الفراغ
لمحيط بالنواة وهو ما يطلق علية السحابة الإلكترونية
السحابــة الإلكترونيــة
يقصد بها المنطقة التي يزداد فيها احتمال تواجد الإلكترون فى كل الإبعاد والاتجاهات حول النواة
مــــلاحظات
-يتواجد الإلكترون فى كل الأماكن والأبعاد عن النواة
-يوجد أماكن فى الصورة تكون الكثافة الإلكترونية عندها أكثر من غيرها هذه الأماكن يزداد فيها احتمال وجود الإلكترون
-الحل الرياضي لمعادلة شرود نجر أعطى أربعة أعداد سميت بأعداد الكم
أعـــداد الكـــم
 تستخــدم أعــداد الكـم فى :-
1-تحديد الأوربيتالات حجم الحيز الموجود فى الفراغ و التي يكون فيه احتمال وجود الإلكترون أكبر ما يمكن
2-تحديد طاقة الأوربيتالات وأشكالها واتجاهاتها بالنسبة لمحاور الذرة فى وتشمل :-
1- عدد الكم الرئيسي n 2- عدد الكم الثانوي L
3 – عدد الكم المغناطيسي m 4- عدد الكم المغزلي ms
علل استخدام أعداد الكم عند دراسة تركيب الذرة
-لتحديد حجم الحيز الموجود فى الفراغ التي يكون فيه احتمال وجود الإلكترون أكبر ما يمكن
-تحديد طاقة الأوربيتالات وأشكالها واتجاهاتها بالنسبة لمحاور الذرة
العــدد الكــم الرئيســى
تعريف العدد الكمي الرئيسي
عدد يحدد رقم المستوى الرئيسي الأساسي فى الذرة وعدد الإلكترونات التي يتشبع بها كل مستوى طاقة رئيسي
 تـوزيــع الإلكتـرونــات فى مستويـات الطاقــة
وجد أن عدد الإلكترونات التي يتشبع بها كل مستوى طاقة رئيسي يساوى ضعف مربع طاقة المستوى = 2n2 حيث ( n) تعبر عن رقم مستوى الطاقة الرئيسي
 المــدار الأول K (n=1) عدد الإلكترونات = 2×1 2= 2×1= 2
 المـدار الثاني L (n=2) عدد الإلكترونات = 2×2 2= 2×4= 8
 المــدار الثالث M(n=3) عدد الإلكترونات = 2×3 2= 2×9= 18
 المـدار الرابـع N( n=4) عدد الإلكترونات = 2×4 2= 2×16= 32
علل عدد الكم الرئيسى دائما عدد صحيح
لأنة يحدد رتبة مستويات الطاقة الرئيسية أو عدد الأغلفة الإلكترونية فى الذرة
مــــــلاحظات
1-يستخدم عدد الكم الرئيسي فى تحديد :-
أ-عدد مستويات الطاقة الرئيسية
ب-تحديد عدد الإلكترونات التي يتشبع بها كل مستوى طاقة رئيسي
2-عدد الكم الرئيسي عدد صحيح يأخذ القيم (1و2و3و4 ) لا يأخذ قيمة الصفر ولا يأخذ قيمة غير صحيحة
3-استخدم بور عدد الكم الرئيسي في تفسير طيف ذرة الهيدروجين
4-العلاقة 2n2 لا تنطبق على مستوى الطاقة الأعلى من الرابع (O,P,Q) حيث
أ-يتشبع المستوى O بعدد من الإلكترونات = 2×5 2= 2×25= 50 إلكترون نظريا
ب-يتشبع المستوى P بعدد من الإلكترونات = 2×6 2= 2×36= 72 إلكترون نظريا
جـ-يتشبع المستوى Q بعدد من الإلكترونات = 2×7 2= 2×49= 98 إلكترون نظريا

العــدد الكــم الثانوي L
تعريف العدد الكمي الثانوي
يحدد عدد مستويات الطاقة الفرعية فى كل مستوى طاقة رئيسي
 العالــم سمـر فيلــد
-استخدم مطياف له قدرة عالية كبيرة على التحليل وجد أن كل
طيف خطى يتكون من خطوط طيفية دقيقة
الخطوط الطيفية
تظهر الخطوط الطيفية عند إثارة الإلكترونات وانتقالها بين المستويات المتقاربة فى الطاقة
 استنتــج أن :-
1-كل مستوى طاقة رئيسي يتكون من عدة مستويات فرعية تسمى تحت المستويات يرمز لها بالرموز( S,P,d,F)
2-عدد المستويات الفرعية فى كل مستوى طاقة رئيسي يساوى رقم المستوى الرئيسي التابع له n حيث يكون عدد المستويات الفرعية فى المستوى
- K الأول يحتوى على مستوى فرعى واحد هو 1S
- L الثاني يحتوى على مستويان فرعيان هم 2S, 2P
- M الثالث يحتوى على ثلاث مستويات فرعية هم 3S,3P,3d
- N الرابع يحتوى على أربعة مستويات فرعية هم 4S,4P,4d,4F
-المستويات الفرعية تأخذ الأرقام (صفر ،1،2،3) حسب العلاقة (L= n-1)
*المستويات الفرعية لنفس المستوى الرئيسي تختلف عن بعضها اختلاف بسيط فى الطاقة (متقاربة فى الطاقة )
*عدد المستويات الفرعية فى المستوى الخامس والسادس والسابع لا تزيد عن أربع مستويات
-المستويات الفرعية 1P, 2d,3F لايمكن أن توجد فى اى ذرة
العــدد الكــم المغناطيسي L
تعريف العدد الكمي المغناطيسي
يحدد عدد الأوربيتالات فى المستويات الفرعية واتجاهاتها فى الفراغ
العالــم زيمـــان
باستخدام مغناطيس قوى وجد أن كل خط من الخطوط الطيفية الدقيقة ينقسم إلى عدد فردى من
الخطوط

الاستنتاج :-
-كل مستوى فرعى يحتوى على عدد فردى من الأوربيتالات
-عدد الأوربيتالات فى المستوى الرئيسي يساوى مربع رقم المستوى n2
-عدد الكم المغناطيسي عدد فردى يأخذ القيم (1و3و5و7 )
*اوربيتالات المستوى الفرعي الواحد تكون :-
-متساوية فى الطاقة ومتشابهة فى الشكل 0 - تختلف فى إتجاة كل منهم فى الفراغ
* ترتب الأوربيتالات تصاعديا حسب كمية الطاقة S< P<d< F
*الأوربيتالات فى المستويان الفرعيان d ,F تأخذ أشكال معقدة
 المستـوى الفرعي S
 التكوين: من اوربيتال واحد
ا لشكل : كروي متماثل من جميع الجهات
المستــوى الفرعي P
التكوين:من ثلاث اوربيتالات تتخذ محاورها الاتجاهات الثلاثة فى الفراغ X,Y,Z
 -الرمز: يرمز لها بالرموز PX,PY,PZ
الشكل :الكثافة الإلكترونية حول كل اوربيتال منها تأخذ شكل كمثريتين متقابلتين عند الرأس هذه النقطة تنعدم عندها الكثافة الإلكترونية

- المستـوى الفــرعـي d :- عبارة عن خمس اوربيتالات متعامدة مع بعضها ومعقدة
-المستـــوى الفـرعــي F :- عبارة عن سبعة اوربيتالات متعامدة مع بعضها ومعقدة
س: ماهو المقصود بكل من 4Px,3Py
-4Px هذا الاوربيتال يتبع المستوى الفرعى P الذى يقع فى المستوى الرئيسى الرابع و يشيير فى الفراغ للاتجاه x
3Py- هذا الاوربيتال يتبع المستوى الفرعى P الذى يقع فى المستوى الرئيسى الثالث و يشيير فى الفراغ للاتجاه y
علل لا يتواجد المستوى 1P أو 2d,3F فى اى ذرة
نظرا لآن عدد المستويات الفرعية فى كل مستوى طاقة رئيسي تساوى عددة وتاخذ رقمة فنجد أن المستوى الرئيسى الأول بة اوربيتال واحد هو 1S والمستوى الرئيسى الثانى بة اوربيتالين هم 2S,2P والمستوى الرئيسى الثالث بة ثلاث اوربيتالات هم 3S,3P,3d
العــدد الكمي المغزلي
*مقدمة
- يتحرك الإلكترون فى مستويات الطاقة نوعان من الحركة هم :-
أ‌- حركة حول النواة
ب-حركة مغزلية حول نفسه قد تكون فى إتجاة عقارب الساعة أو عكس إتجاة عقارب الساعة
-كل اوربيتال يتسع لزوج من الإلكترونات
-العدد الكمي المغزلي له قيمتان متساويتان فى المقدار ومتضادتان فى الإشارة هم(+ ½،– ½ )
 تعــريــف العـدد الكمي المغزلي
-عدد يحدد نوع حركة الإلكترون المغزلية حول النواة
-عدد يحدد عدد الإلكترونات التي يتشبع بها اوربيتال
-عدد الإلكترونات التي يتشبع بها كل اوربيتال يساوى 2 إلكترون
علل الدوران الذاتي إلكتروني الأوربيتال الواحد يكون فى اتجاهين متضادين
لأن كل إلكترون له حركة مغزلية عكس الأتجاة الإلكترون الآخر نتيجة حركة الإلكترون ينشأ حول كل منهم مجال مغناطيسي أتجاهة عكس إتجاة الآخر بذلك يلغى كل منهم تأثير الآخر فلا يتنافر الإلكترونين وتقل قوة التنافر بين الإلكترونين
مبدأ البناء التصاعدي – قاعدة هوند
تعريف مبــدأ البناء التصاعـدي ( باولى )
*عند ملأ مستويات الطاقة الفرعية بالإلكترونات
تملا مستويات الطاقة الفرعية المنخفضة بالطاقة
أولا ثم المستويات ذات الطاقة الأعلى
قاعــدة هونــد لمــلأ مستويــات الطاقــــة
تفضل إلكترونات المستوى الفرعي الواحد أن
تشغل اوربيتالات المستوى فرادى أولا ثم تزدوج
*ترتيب الأوربيتالات تصاعديا حسب كمية الطاقة
1S,2S,2P ,3S,3P,4S,3d,4P, 5S,4d,5P,6S
ملحوظة :-
يفضل الإلكترون أن يزدوج مع الكترون آخر فى نفس المستوى الفرعي عن الدخول فى مستوى فرعى جديد
علل تفضل الإلكترونات أن تشغل اوربيتال مستقل قبل أن تزدوج في المستوى الفرعي الواحد
لأن الطاقة اللازمة لشغل أوربيتال مستقل أقل من الطاقة الناتجة عن التنافر بين الإلكترونين فى
اوربيتال واحد
*العلاقة بين العدد الكمى الأساسى والعدد الكمى الثانوى والعدد الكمى المغناطيسى والعدد الكمى المغزلى
العدد الكمي الأساسي العدد الكمي الثانوي العدد الكمي المغناطيسي العدد الكمي المغزلي
يحدد عدد مستويات الطاقة الرئيسية حول النواة وعدد الإلكترونات التى يتشبع بها كل مستوى رئيسي =2n2 يحدد عدد المستويات الفرعية فى كل مستوى طاقة رئيسي يحدد عدد الأوربيتالات الموجودة فى كل مستوى فرعى -يحدد عدد الإلكترونات التى يتشبع بها كل مستوى فرعى
-يحدد حركة الالكتروني المغزلية
عدد مستويات الطاقة الرئيسة عدد مستويات الطاقة الفرعية (n) عدد الأوربيتالات
= n2 عدد الإلكترونات التى يتشبع بها كل اوربيتال عدد الإلكترونات التى يتشبع بها كل مستوى رئيسي
K=1 1S 1 1 1 2 2
L=2 2S
2P 2 4
1
3 2
6 8
M=3 3S
3P
3d 3 9 1
3
5 2
6
10
18
N=4 4S
4p
4d
4F
4 16
1
3
5
7 2
6
10
14
32
 علل يتشبع المستوى الرئيسي N ب 32 إلكترون
- طبقا للقاعدة 2n2 : N n=4 عدد الإلكترونات = 2×4 2= 2×16= 32
-المستوى الرئيسي N يحتوى على عدد من الأوربيتالات يساوى مربع رقمه = 16 أوربيتال كل
اوربيتال يتشبع ب 2 إلكترون ( 16 × 2= 32 إلكترون )
 علل يتم ملأ المستوى الفرعي S 4 بالإلكترونات قبل المستوى الفرعي d 3
لأن طاقة المستوى الفرعي S 4أقل من طاقة المستوى الفرعي 3d وهذا ما يعرف بظاهرة تداخل
الأوربيتالات
علل العلاقة 2 ن2 لاتنطبق على مستوى الطاقة الأعلى من الرابع
لآنها لو انطبقت يصبح المدار بة أكثر من 32 الكترون وتصبح الذرة غير مستقرة
علل يتشبع المستوى الفرعي S بإلكترونان والمستوى الفرعي P بستة إلكترونات والمستوى d بعشرة إلكترونات والمستوى الفرعي F بـ 14 إلكترون
يتشبع المستوى الفرعي S بإلكترونات لأنة يحتوى على واحد أوربيتال يتشبع بـ 2 إلكترون يتشبع المستوى الفرعي P بستة إلكترونات لأنة يحتوى على ثلاث أوربيتالات يتشبع كل اوربيتال بـ 2 إلكترون
-يتشبع المستوى الفرعي d بعشرة إلكترونات لأنة يحتوى على خمسة أوربيتالات كل أوربيتال يتشبع بـ 2 إلكترون
-يتشبع المستوى الفرعي )F بـ14) الكترون لأنة يحتوى على سبع أوربيتالات كل أوربيتال يتشبع بـ 2 إلكترون
علل يختلف عدد الإلكترونات التي يتشبع بها المستوى الفرعي P عن عدد الإلكترونات التي يتشبع المستوى الفرعي d عن عدد الإلكترونات التي يتشبع المستوى الفرعي F
- لأن المستوى الفرعي P به ثلاث اوربيتالات فيتشبع بسته إلكترون
- لأن المستوى الفرعي d به خمس اوربيتالات فيتشبع بعشرة إلكترون
- لأن المستوى الفرعي F به سبع اوربيتالات فيتشبع بـ 14 إلكترون
 علل يفضل الإلكترون أن يزدوج مع إلكترون آخر فى نفس المستوى الفرعي عن الدخول فى أوربيتال مستقل في المستوى الفرعي التالي
لأن طاقة التنافر بين الإلكترونين عند الازدواج في اوربيتال واحد اقل من الطاقة اللازمة لنقل الإلكترون من مستوى فرعى إلى مستوى فرعى آخر وبذلك يكون الإلكترون أكثر استقرارا
علل لا تتنافر الإلكترونات فى اوربيتال واحد
لأن كل إلكترون له حركة مغزلية عكس الأتجاة الإلكترون الآخر فينشأ حول كل منهم مجال مغناطيسي أتجاهة عكس اتجاة الآخر بذلك يلغى كل منهم تأثير الآخر فتقل قوة التنافر بين الالكترونات وبعضها
 علل التركيب الإلكتروني للأكسجين 8O هو 1S2,2S2,2P4 وليس 1S2,2S2,2P3, 3S1
لأن الإلكترون يفضل الازدواج مع إلكترون آخر فى نفس المستوى الفرعي عن الدخول فى أوربيتال جديد فى المستوى الفرعي الذي يليه ويفضل الدخول فى المستويات المنخفضة فى الطاقة أولا وهذا

» الدرس الثانى ... القانون الثانى لنيوتن
» الدرس الثانى ... فرق الجهد
» الدرس الثانى ... فرق الجهد
» الدرس الثانى ... الهيدروكربونات
» الدرس الثانى ... الاحماض