أكثر

2.1: الإلكترونات والبروتونات والنيوترونات والذرات - علوم الأرض

2.1: الإلكترونات والبروتونات والنيوترونات والذرات - علوم الأرض


كل المواد المألوفة لدينا ، بما في ذلك البلورات المعدنية ، تتكون من ذرات ، وتتكون جميع الذرات من ثلاث جسيمات رئيسية: البروتونات, النيوترونات، و الإلكترونات. كل من البروتونات والنيوترونات لها كتلة 1 ، بينما الإلكترونات ليس لها كتلة تقريبًا.

الجدول 2.1 شحنات وكتل الجسيمات داخل الذرات
الجسيمات الأوليةالشحنةكتلة
بروتون+11
نيوترون01
إلكترون−1~0

يحتوي عنصر الهيدروجين على أبسط ذرات ، كل منها يحتوي على بروتون واحد وإلكترون واحد. يشكل البروتون النواة ، بينما يدور الإلكترون حولها. تحتوي جميع العناصر الأخرى على نيوترونات بالإضافة إلى بروتونات في نواتها ، مثل الهيليوم ، الموضح في الشكل ( PageIndex {1} ). تميل البروتونات موجبة الشحنة إلى صد بعضها البعض ، لكن النيوترونات تساعد على تماسك النواة معًا. عدد البروتونات هو العدد الذري، وعدد البروتونات بالإضافة إلى النيوترونات هو الكتلة الذرية. بالنسبة للهيدروجين ، الكتلة الذرية هي 1 لأنه يوجد بروتون واحد ولا نيوترونات. بالنسبة للهيليوم ، فهو 4: بروتونان ونيوترونان.

بالنسبة لمعظم العناصر الستة عشر الأخف وزناً (حتى الأكسجين) ، فإن عدد النيوترونات يساوي عدد البروتونات. بالنسبة لمعظم العناصر المتبقية ، يوجد عدد من النيوترونات أكثر من البروتونات لأن هناك حاجة إلى نيوترونات إضافية للحفاظ على النواة معًا من خلال التغلب على التنافر المتبادل للأعداد المتزايدة من البروتونات المركزة في مساحة صغيرة جدًا. على سبيل المثال ، يحتوي السيليكون على 14 بروتونًا و 14 نيوترونًا. العدد الذري لليورانيوم هو 14 وكتلته الذرية 28. أكثر نظائر اليورانيوم شيوعًا تحتوي على 92 بروتونًا و 146 نيوترونًا. عددها الذري 92 وكتلتها الذرية 238 (92 + 146).

تم تصوير ذرة الهيليوم في الشكل ( PageIndex {1} ). النقطة الموجودة في المنتصف هي النواة ، وتمثل السحابة المحيطة مكان وجود الإلكترونين في أي وقت. كلما كان الظل أغمق ، زاد احتمال وجود الإلكترون. يبلغ عرض ذرة الهليوم حوالي 1 أنجستروم. أنجستروم (Å) يساوي 10−10 متر (م). يبلغ عرض نواة الهليوم حوالي 1 فيمتومتر. فيمتومتر (fm) هو 10−15 م. وبعبارة أخرى ، فإن سحابة الإلكترون في ذرة الهيليوم أكبر بحوالي 100 ألف مرة من نواتها. يقع منتزه ستانلي في فانكوفر على بُعد كيلومترين تقريبًا. إذا كان ستانلي بارك عبارة عن ذرة هيليوم ، فإن النواة ستكون بحجم حبة الجوز.

يتم ترتيب الإلكترونات التي تدور حول نواة الذرة في شكل أصداف - تُعرف أيضًا باسم "مستويات الطاقة". يمكن أن تحتوي القشرة الأولى على إلكترونين فقط ، بينما تحمل القشرة التالية ما يصل إلى ثمانية إلكترونات. يمكن أن تحتوي الأصداف اللاحقة على المزيد من الإلكترونات ، لكن الغلاف الخارجي لأي ذرة لا يحتوي على أكثر من ثمانية إلكترونات. كما سنرى ، تلعب الإلكترونات الموجودة في الغلاف الخارجي دورًا مهمًا في الترابط بين الذرات. يتم سرد تكوينات غلاف الإلكترون لـ 29 من العناصر الـ 36 الأولى في الجدول 2.2.

الجدول 2.2 تكوينات غلاف الإلكترون حتى العنصر 36. (العناصر الخاملة ، مع الأغلفة الخارجية المملوءة ، لها *.)
[تخطي الجدول]
جزءرمزالعدد الذريعدد الإلكترونات في الغلاف الأولعدد الإلكترونات في الغلاف الثانيعدد الإلكترونات في الغلاف الثالثعدد الإلكترونات في الغلاف الرابع
هيدروجينح11000
الهيليوم *هو22000
الليثيوملي32100
البريليوميكون42200
البورونب52300
كربونج62400
نتروجينن72500
الأكسجينا82600
الفلورF92700
نيون *ني102800
صوديومنا112810
المغنيسيومملغ122820
الألومنيومال132830
السيليكونسي142840
الفوسفورص152850
كبريتس162860
الكلورCl172870
الأرجون *أر182880
البوتاسيومك192881
الكالسيومكاليفورنيا202882
سكانديومالشوري212892
التيتانيومتي2228102
الفاناديومالخامس2328112
الكرومسجل تجاري2428131
المنغنيزمينيسوتا2528132
حديدالحديد2628142
.......
السيلينيومحد ذاتها3428186
البرومBr3528187
الكريبتون *كر3628188

.الصفحة الرئيسية

سمات وسائل الإعلام

  • الشكل ( PageIndex {1} ): هيليوم أتوم QM. © يزمو. CC BY-SA.

2.1: اللبنات الأساسية للجزيئات

  • بمساهمة من OpenStax
  • مفاهيم علم الأحياء في OpenStax CNX

تتكون الحياة في أبسط مستوياتها من مادة. المادة تحتل مساحة ولها كتلة. تتكون كل المواد من عناصر ، مواد لا يمكن تفكيكها أو تحويلها كيميائيًا إلى مواد أخرى. يتكون كل عنصر من ذرات ، ولكل منها عدد ثابت من البروتونات وخصائص فريدة. تم تحديد ما مجموعه 118 عنصرًا ، ولكن 92 عنصرًا فقط تحدث بشكل طبيعي ، وأقل من 30 عنصر موجود في الخلايا الحية. العناصر الـ 26 المتبقية غير مستقرة ، وبالتالي فهي غير موجودة لفترة طويلة جدًا أو أنها نظرية ولم يتم اكتشافها بعد.

يتم تحديد كل عنصر برمزه الكيميائي (مثل H و N و O و C و Na) ، وله خصائص فريدة. تسمح هذه الخصائص الفريدة للعناصر بالاندماج والترابط مع بعضها البعض بطرق محددة.


2.1 الذرات والنظائر والأيونات والجزيئات: اللبنات الأساسية

بنهاية هذا القسم ، ستكون قادرًا على القيام بما يلي:

  • تحديد المادة والعناصر
  • وصف العلاقة المتبادلة بين البروتونات والنيوترونات والإلكترونات
  • قارن الطرق التي يمكن بها التبرع بالإلكترونات أو مشاركتها بين الذرات
  • اشرح الطرق التي تتحد بها العناصر التي تحدث بشكل طبيعي لتكوين الجزيئات والخلايا والأنسجة وأنظمة الأعضاء والكائنات الحية

تتكون الحياة في أبسط مستوياتها من المادة. المادة هي أي مادة تشغل حيزًا ولها كتلة. العناصر هي أشكال فريدة للمادة ذات خصائص كيميائية وفيزيائية معينة لا يمكن أن تتحلل إلى مواد أصغر من خلال التفاعلات الكيميائية العادية. هناك 118 عنصرًا ، لكن 98 عنصرًا فقط تحدث بشكل طبيعي. العناصر المتبقية غير مستقرة وتتطلب من العلماء تجميعها في المختبرات.

يتم تحديد كل عنصر برمزه الكيميائي ، وهو حرف واحد كبير أو ، عندما يكون الحرف الأول "مأخوذًا" بالفعل بواسطة عنصر آخر ، مزيج من حرفين. تتبع بعض العناصر المصطلح الإنجليزي للعنصر ، مثل C للكربون و Ca للكالسيوم. الرموز الكيميائية للعناصر الأخرى مشتقة من أسمائها اللاتينية. على سبيل المثال ، رمز الصوديوم هو Na ، في اشارة الى النتريوم، الكلمة اللاتينية للصوديوم.

العناصر الأربعة المشتركة لجميع الكائنات الحية هي الأكسجين (O) والكربون (C) والهيدروجين (H) والنيتروجين (N). في العالم غير الحي ، توجد العناصر بنسب مختلفة ، كما أن بعض العناصر المشتركة للكائنات الحية نادرة نسبيًا على الأرض ككل ، كما يوضح الجدول 2.1. على سبيل المثال ، الغلاف الجوي غني بالنيتروجين والأكسجين ولكنه يحتوي على القليل من الكربون والهيدروجين ، في حين أن قشرة الأرض ، على الرغم من أنها تحتوي على الأكسجين وكمية صغيرة من الهيدروجين ، إلا أنها تحتوي على القليل من النيتروجين والكربون. على الرغم من اختلافها في الوفرة ، فإن جميع العناصر والتفاعلات الكيميائية بينها تخضع لنفس القوانين الكيميائية والفيزيائية بغض النظر عما إذا كانت جزءًا من العالم الحي أو غير الحي.

جزء الحياة (البشر) الغلاف الجوي قشرة الأرض
الأكسجين (O) 65% 21% 46%
الكربون (ج) 18% أثر أثر
الهيدروجين (H) 10% أثر 0.1%
نيتروجين (ن) 3% 78% أثر

هيكل الذرة

لفهم كيفية تجميع العناصر معًا ، يجب علينا أولاً مناقشة أصغر مكون أو لبنة بناء للعنصر ، وهي الذرة. الذرة هي أصغر وحدة في المادة تحتفظ بجميع الخصائص الكيميائية للعنصر. على سبيل المثال ، تحتوي ذرة ذهب واحدة على جميع خصائص الذهب ، مثل تفاعلها الكيميائي. العملة الذهبية هي ببساطة عدد كبير جدًا من ذرات الذهب المصبوبة على شكل عملة معدنية وتحتوي على كميات صغيرة من العناصر الأخرى المعروفة باسم الشوائب. لا يمكننا تحطيم ذرات الذهب إلى أي شيء أصغر مع الاحتفاظ بخصائص الذهب.

تتكون الذرة من منطقتين: النواة الموجودة في مركز الذرة وتحتوي على البروتونات والنيوترونات. تحتفظ المنطقة الخارجية للذرة بإلكتروناتها في مدار حول النواة ، كما يوضح الشكل 2.2. تحتوي الذرات على البروتونات والإلكترونات والنيوترونات ، من بين الجسيمات دون الذرية الأخرى. T أكثر نظائر الهيدروجين (H) شيوعًا هو الاستثناء الوحيد ويتكون من بروتون واحد وإلكترون واحد بدون نيوترونات.

البروتونات والنيوترونات لها نفس الكتلة تقريبًا ، حوالي 1.67 × 10 -24 جرامًا. يحدد العلماء بشكل تعسفي هذه الكمية من الكتلة كوحدة كتلة ذرية واحدة (amu) أو واحدة دالتون ، كما يوضح الجدول 2.2. على الرغم من تشابه البروتونات والنيوترونات في الكتلة ، إلا أنها تختلف في شحنتها الكهربائية. البروتون موجب الشحنة بينما النيوترون غير مشحون. لذلك ، فإن عدد النيوترونات في الذرة يساهم بشكل كبير في كتلتها ، ولكن ليس في شحنتها. كتلة الإلكترونات أصغر بكثير من البروتونات ، حيث تزن فقط 9.11 × 10 -28 جرامًا ، أو حوالي 1/1800 من وحدة الكتلة الذرية. ومن ثم ، فهي لا تساهم كثيرًا في الكتلة الذرية الكلية للعنصر. لذلك ، عند التفكير في الكتلة الذرية ، من المعتاد تجاهل كتلة أي إلكترونات وحساب كتلة الذرة بناءً على عدد البروتونات والنيوترونات وحدها. على الرغم من أن الإلكترونات ليست مساهمًا مهمًا في الكتلة ، إلا أنها تساهم بشكل كبير في شحنة الذرة ، حيث أن كل إلكترون له شحنة سالبة تساوي الشحنة الموجبة للبروتون. في الذرات المحايدة غير المشحونة ، يكون عدد الإلكترونات التي تدور حول النواة مساويًا لعدد البروتونات داخل النواة. في هذه الذرات ، تلغي الشحنات الموجبة والسالبة بعضها البعض ، مما يؤدي إلى ذرة بدون شحنة صافية.

نظرًا لأحجام البروتونات والنيوترونات والإلكترونات ، فإن معظم حجم الذرة - أكبر من 99 في المائة - هو مساحة فارغة. مع كل هذه المساحة الفارغة ، قد يتساءل المرء لماذا لا تمر الأشياء الصلبة المزعومة من خلال بعضها البعض. والسبب في عدم حدوث ذلك هو أن الإلكترونات التي تحيط بجميع الذرات مشحونة سالبة والشحنات السالبة تتنافر.

العدد الذري والكتلة

تحتوي ذرات كل عنصر على عدد مميز من البروتونات والإلكترونات. يحدد عدد البروتونات العدد الذري للعنصر ، والذي يستخدمه العلماء للتمييز بين عنصر وآخر. عدد النيوترونات متغير ، مما ينتج عنه نظائر ، وهي أشكال مختلفة من نفس الذرة والتي تختلف فقط في عدد النيوترونات التي تمتلكها. يحدد عدد البروتونات والنيوترونات معًا عدد كتلة العنصر ، كما يوضح الشكل 2.3. لاحظ أننا نتجاهل المساهمة الصغيرة للكتلة من الإلكترونات في حساب العدد الكتلي. يمكننا استخدام هذا التقريب للكتلة لحساب عدد النيوترونات بسهولة عن طريق طرح عدد البروتونات من العدد الكتلي. نظرًا لأن نظائر عنصر ما سيكون لها أعداد كتل مختلفة قليلاً ، يحدد العلماء أيضًا الكتلة الذرية ، وهي المتوسط ​​المحسوب لعدد الكتلة لنظائره التي تحدث بشكل طبيعي. غالبًا ما يحتوي الرقم الناتج على كسر. على سبيل المثال ، الكتلة الذرية للكلور (Cl) هي 35.45 لأن الكلور يتكون من عدة نظائر ، بعضها (معظمها) بكتلة ذرية 35 (17 بروتونًا و 18 نيوترونًا) وبعضها بكتلة ذرية 37 (17 بروتونًا و 20 نيوترونًا) .

اتصال مرئي

كم عدد النيوترونات التي يحتويها الكربون -12 والكربون -13 على التوالي؟

النظائر

النظائر هي أشكال مختلفة من عنصر لها نفس عدد البروتونات ولكن عددًا مختلفًا من النيوترونات. بعض العناصر - مثل الكربون والبوتاسيوم واليورانيوم - لها نظائر طبيعية. يحتوي الكربون -12 على ستة بروتونات وستة نيوترونات وستة إلكترونات ، وبالتالي فإن عدد كتلته 12 (ستة بروتونات وستة نيوترونات). يحتوي الكربون 14 على ستة بروتونات وثمانية نيوترونات وستة إلكترونات كتلته الذرية 14 (ستة بروتونات وثمانية نيوترونات). هذان الشكلان البديلان للكربون هما نظائر. قد تنبعث بعض النظائر من النيوترونات والبروتونات والإلكترونات ، وتحقق تكوينًا ذريًا أكثر استقرارًا (مستوى أقل من الطاقة الكامنة) ، وهي نظائر مشعة أو نظائر مشعة. يصف الاضمحلال الإشعاعي (تحلل الكربون -14 ليصبح في النهاية نيتروجين -14) فقدان الطاقة الذي يحدث عندما تطلق نواة الذرة غير المستقرة إشعاعًا.

اتصال التطور

تاريخ الكربون

يوجد الكربون عادة في الغلاف الجوي على شكل مركبات غازية مثل ثاني أكسيد الكربون والميثان. الكربون 14 (14 درجة مئوية) هو نظير مشع طبيعي يتم تكوينه في الغلاف الجوي من الغلاف الجوي 14 N (نيتروجين) عن طريق إضافة نيوترون وفقدان بروتون بسبب الأشعة الكونية. هذه عملية مستمرة ، لذلك يتم دائمًا إنشاء أكثر من 14 درجة مئوية. نظرًا لأن الكائن الحي يشتمل على 14 درجة مئوية في البداية كثاني أكسيد الكربون المثبت في عملية التمثيل الضوئي ، فإن الكمية النسبية البالغة 14 درجة مئوية في جسمه تساوي تركيز 14 درجة مئوية في الغلاف الجوي. عندما يموت الكائن الحي ، فإنه لم يعد يتناول 14 درجة مئوية ، لذا فإن النسبة بين 14 درجة مئوية و 12 درجة مئوية ستنخفض حيث تتحلل 14 درجة مئوية تدريجيًا إلى 14 نيوتن بواسطة عملية تسمى تحلل بيتا - انبعاث الإلكترونات أو البوزيترونات. هذا الاضمحلال ينبعث الطاقة في عملية بطيئة.

بعد ما يقرب من 5730 سنة ، فإن نصف تركيز البداية البالغ 14 درجة مئوية سوف يتحول مرة أخرى إلى 14 نيوتن ، ونحن نسمي الوقت الذي يستغرقه نصف التركيز الأصلي للنظير حتى يتحلل مرة أخرى إلى شكله الأكثر استقرارًا وهو نصف عمره. نظرًا لأن عمر النصف لـ 14 درجة مئوية طويل ، يستخدمه العلماء لتاريخ الكائنات الحية سابقًا مثل العظام القديمة أو الخشب. بمقارنة نسبة تركيز 14 درجة مئوية في جسم ما إلى كمية 14 درجة مئوية في الغلاف الجوي ، يمكن للعلماء تحديد كمية النظير الذي لم يتحلل بعد. على أساس هذه الكمية ، يوضح الشكل 2.4 أنه يمكننا حساب عمر المادة ، مثل الماموث الأقزام ، بدقة إذا لم يكن أقدم بكثير من حوالي 50000 عام. العناصر الأخرى لها نظائر ذات نصف عمر مختلف. على سبيل المثال ، 40 كلفن (بوتاسيوم -40) له عمر نصف يبلغ 1.25 مليار سنة ، و 235 يو (يورانيوم 235) له نصف عمر حوالي 700 مليون سنة. من خلال استخدام التأريخ الإشعاعي ، يمكن للعلماء دراسة عمر الحفريات أو بقايا الكائنات الحية المنقرضة الأخرى لفهم كيفية تطور الكائنات الحية من الأنواع السابقة.

ارتباط بالتعلم

لمعرفة المزيد عن الذرات والنظائر وكيفية التمييز بين نظير وآخر ، قم بتشغيل المحاكاة.

الجدول الدوري

ينظم الجدول الدوري ويعرض عناصر مختلفة. قام الكيميائي الروسي ديمتري مندليف (1834–1907) في عام 1869 ، الذي ابتكره الجدول بتجميع العناصر التي ، على الرغم من كونها فريدة ، تشترك في خصائص كيميائية معينة مع عناصر أخرى. تكون خصائص العناصر مسؤولة عن حالتها الفيزيائية في درجة حرارة الغرفة: قد تكون غازات أو مواد صلبة أو سائلة. تحتوي العناصر أيضًا على تفاعل كيميائي محدد ، والقدرة على الاندماج والارتباط الكيميائي مع بعضها البعض.

في الجدول الدوري في الشكل 2.5 ، يتم تنظيم العناصر وعرضها وفقًا لعددها الذري ويتم ترتيبها في سلسلة من الصفوف والأعمدة بناءً على الخصائص الكيميائية والفيزيائية المشتركة. بالإضافة إلى توفير العدد الذري لكل عنصر ، يعرض الجدول الدوري أيضًا الكتلة الذرية للعنصر. بالنظر إلى الكربون ، على سبيل المثال ، يظهر رمزه (C) واسمه ، بالإضافة إلى العدد الذري ستة (في الزاوية اليسرى العليا) وكتلته الذرية 12.01.

يقوم الجدول الدوري بتجميع العناصر وفقًا للخصائص الكيميائية. يبني العلماء الاختلافات في التفاعل الكيميائي بين العناصر على العدد والتوزيع المكاني لإلكترونات الذرة. الذرات التي تتفاعل كيميائيا وتترابط مع بعضها البعض تشكل جزيئات. الجزيئات هي ببساطة ذرتان أو أكثر مرتبطتان كيميائيًا معًا. منطقيًا ، عندما تترابط ذرتان كيميائيًا لتكوين جزيء ، فإن إلكتروناتها ، التي تشكل المنطقة الخارجية لكل ذرة ، تتجمع أولاً عندما تشكل الذرات رابطة كيميائية.

قذائف الإلكترون ونموذج بوهر

لاحظ أن هناك علاقة بين عدد البروتونات في العنصر ، والرقم الذري الذي يميز عنصرًا عن الآخر ، وعدد الإلكترونات الموجودة فيه. في جميع الذرات المحايدة كهربائيًا ، يكون عدد الإلكترونات هو نفسه عدد البروتونات. وبالتالي ، فإن كل عنصر ، على الأقل عندما يكون محايدًا كهربائيًا ، له عدد مميز من الإلكترونات يساوي عددها الذري.

في عام 1913 ، طور العالم الدنماركي نيلز بور (1885-1962) نموذجًا مبكرًا للذرة. يُظهر نموذج بور الذرة كنواة مركزية تحتوي على البروتونات والنيوترونات ، مع وجود الإلكترونات في مدارات دائرية على مسافات محددة من النواة ، كما يوضح الشكل 2.6. تشكل هذه المدارات قذائف إلكترونية أو مستويات طاقة ، وهي طريقة لتصور عدد الإلكترونات في الأصداف الخارجية. يتم تحديد مستويات الطاقة هذه برقم ورمز "n". على سبيل المثال ، يمثل 1n أول مستوى للطاقة يقع بالقرب من النواة.

تملأ الإلكترونات المدارات بترتيب ثابت: تملأ أولاً المدارات الأقرب للنواة ، ثم تستمر في ملء المدارات ذات الطاقة المتزايدة بعيدًا عن النواة. إذا كانت هناك مدارات متعددة ذات طاقة متساوية ، فإنها تمتلئ بإلكترون واحد في كل مستوى طاقة قبل إضافة إلكترون ثان. تحدد الإلكترونات الموجودة في أقصى مستوى للطاقة استقرار طاقة الذرة وميلها إلى تكوين روابط كيميائية مع الذرات الأخرى لتكوين جزيئات.

في ظل الظروف القياسية ، تملأ الذرات الأصداف الداخلية أولاً ، مما يؤدي غالبًا إلى عدد متغير من الإلكترونات في الغلاف الخارجي. تحتوي القشرة الداخلية على إلكترونين كحد أقصى ، لكن يمكن أن تحتوي كل من غلافي الإلكترون التاليين على ثمانية إلكترونات كحد أقصى. يُعرف هذا بقاعدة الثمانيات ، والتي تنص ، باستثناء الغلاف الداخلي ، على أن الذرات تكون أكثر استقرارًا من حيث الطاقة عندما يكون لديها ثمانية إلكترونات في غلاف التكافؤ ، وهو الغلاف الخارجي للإلكترون. يوضح الشكل 2.7 أمثلة لبعض الذرات المحايدة وتكوينات الإلكترون الخاصة بهم. لاحظ أنه في الشكل 2.7 ، يحتوي الهيليوم على غلاف إلكتروني خارجي كامل ، مع إلكترونين يملآن غلافه الأول والوحيد. وبالمثل ، يحتوي النيون على غلاف خارجي 2n كامل يحتوي على ثمانية إلكترونات. في المقابل ، يحتوي الكلور والصوديوم على سبعة وواحد في غلافهما الخارجي ، على التوالي ، ولكن من الناحية النظرية سيكونان أكثر ثباتًا إذا اتبعا قاعدة الثمانيات وكان لديهما ثمانية.

اتصال مرئي

قد تعطي الذرة أو تأخذ أو تشارك الإلكترونات مع ذرة أخرى لتحقيق غلاف تكافؤ كامل ، وهو تكوين الإلكترون الأكثر استقرارًا. بالنظر إلى هذا الشكل ، كم عدد الإلكترونات التي يجب أن تخسرها عناصر المجموعة 1 من أجل تحقيق تكوين إلكترون مستقر؟ كم عدد الإلكترونات التي تحتاج العناصر في المجموعتين 14 و 17 إلى اكتسابها لتحقيق تكوين مستقر؟

إن فهم أن تنظيم الجدول الدوري يعتمد على العدد الإجمالي للبروتونات (والإلكترونات) يساعدنا على معرفة كيفية توزيع الإلكترونات بين الأصداف. يتم ترتيب الجدول الدوري في أعمدة وصفوف بناءً على عدد الإلكترونات وموقعها. قم بفحص بعض العناصر عن كثب في العمود الموجود في أقصى يمين الجدول في الشكل 2.5. المجموعة 18 ذرات هيليوم (He) ونيون (Ne) والأرجون (Ar) ملأت جميعها قذائف إلكترونية خارجية ، مما يجعل من غير الضروري بالنسبة لها مشاركة الإلكترونات مع ذرات أخرى لتحقيق الاستقرار. فهي مستقرة للغاية مثل الذرات المفردة. نظرًا لأنها غير تفاعلية ، يقوم العلماء بصكها خاملة (أو غازات نبيلة). قارن هذا بعناصر المجموعة 1 في العمود الأيسر. تحتوي هذه العناصر ، بما في ذلك الهيدروجين (H) والليثيوم (Li) والصوديوم (Na) ، على إلكترون واحد في غلافها الخارجي. هذا يعني أنه يمكنهم تحقيق تكوين مستقر وقشرة خارجية مملوءة عن طريق التبرع أو مشاركة إلكترون واحد مع ذرة أخرى أو جزيء مثل الماء. سوف يتبرع الهيدروجين أو يشارك الإلكترون الخاص به لتحقيق هذا التكوين ، بينما سيتبرع الليثيوم والصوديوم بإلكترونهما ليصبح مستقرًا. نتيجة لفقدان إلكترون سالب الشحنة ، تصبح أيونات موجبة الشحنة. تحتوي عناصر المجموعة 17 ، بما في ذلك الفلور والكلور ، على سبعة إلكترونات في غلافها الخارجي ، لذا فهي تميل إلى ملء هذه القشرة بإلكترون من ذرات أو جزيئات أخرى ، مما يجعلها أيونات سالبة الشحنة. تحتوي عناصر المجموعة 14 ، والتي يعتبر الكربون أهمها للأنظمة الحية ، على أربعة إلكترونات في غلافها الخارجي مما يسمح لها بإنشاء عدة روابط تساهمية (نناقشها أدناه) مع ذرات أخرى. وبالتالي ، تمثل أعمدة الجدول الدوري الحالة المشتركة المحتملة لقذائف الإلكترون الخارجية لهذه العناصر المسؤولة عن خصائصها الكيميائية المتشابهة.

المدارات الإلكترونية

على الرغم من أنه مفيد في شرح التفاعل والترابط الكيميائي لعناصر معينة ، إلا أن نموذج بور لا يعكس بدقة كيفية توزيع الإلكترونات لنفسها مكانيًا حول النواة. إنها لا تدور حول النواة كما تدور الأرض حول الشمس ، لكننا نجدها في مدارات الإلكترون. تنتج هذه الأشكال المعقدة نسبيًا عن حقيقة أن الإلكترونات لا تتصرف مثل الجسيمات فحسب ، بل تتصرف أيضًا مثل الموجات. المعادلات الرياضية من ميكانيكا الكم ، والتي يسميها العلماء وظائف الموجة ، يمكن أن تتنبأ ضمن مستوى معين من الاحتمال حيث يمكن أن يكون الإلكترون في أي وقت. يطلق العلماء على المنطقة التي يرجح أن يوجد فيها الإلكترون في مداره.

تذكر أن نموذج بوهر يصور تكوين غلاف إلكترون للذرة. يوجد داخل كل غلاف إلكتروني قشرة فرعية ، ولكل قشرة فرعية عدد محدد من المدارات التي تحتوي على إلكترونات. في حين أنه من المستحيل حساب موقع الإلكترون بالضبط ، يعرف العلماء أنه على الأرجح يقع داخل مساره المداري. الرسائل، ص, د، و F عيّن الأجزاء الفرعية. ال س القشرة الفرعية كروية الشكل ولها مدار واحد. قذيفة رئيسية 1n لها واحدة فقط س المداري ، والذي يمكن أن يحمل إلكترونين. قذيفة رئيسية 2n لها واحدة س و واحد ص تحت القشرة ، ويمكن أن تحمل ما مجموعه ثمانية إلكترونات. ال ص تحتوي الطبقة الفرعية على ثلاثة مدارات على شكل دمبل ، كما يوضح الشكل 2.8. قشور فرعية د و F لها أشكال أكثر تعقيدًا وتحتوي على خمسة وسبعة مدارات ، على التوالي. نحن لا نظهر هذه في الرسم التوضيحي. قذيفة الرئيسية 3n لديها س, ص، و د يمكن أن تحتوي على 18 إلكترونًا. قذيفة الرئيسية 4n لديها س, ص, د و F المدارات ويمكن أن تحتوي على 32 إلكترونًا. بالابتعاد عن النواة ، يزداد عدد الإلكترونات والمدارات في مستويات الطاقة. بالتقدم من ذرة إلى أخرى في الجدول الدوري ، يمكننا تحديد بنية الإلكترون عن طريق تركيب إلكترون إضافي في المدار التالي المتاح.

أقرب مدار للنواة ، المدار 1s ، يمكنه استيعاب ما يصل إلى إلكترونين. هذا المدار يعادل غلاف الإلكترون الداخلي لنموذج بوهر. يطلق عليه العلماء اسم 1س مداري لأنه كروي حول النواة. 1س المداري هو أقرب مداري للنواة ، ودائمًا ما يُملأ أولاً ، قبل أي حشوات مدارية أخرى. يحتوي الهيدروجين على إلكترون واحد ، فهو يحتل مكانًا واحدًا فقط داخل 1س المداري. نقوم بتعيين هذا كـ 1س 1 ، حيث يشير الرقم 1 المرتفع إلى الإلكترون الواحد داخل 1س المداري. يحتوي الهيليوم على إلكترونين ، لذلك يمكنه ملء 1 تمامًاس المداري بإلكترونيه. نقوم بتعيين هذا كـ 1س 2 ، بالإشارة إلى إلكترونين الهليوم في 1س المداري. في الجدول الدوري ، شكل 2.5 ، الهيدروجين والهيليوم هما العنصران الوحيدان في الصف الأول (الفترة). هذا لأن لديهم إلكترونات فقط في غلافهم الأول ، 1س المداري. الهيدروجين والهيليوم هما العنصران الوحيدان اللذان يحتويان على 1س ولا توجد مدارات إلكترونية أخرى في الحالة المحايدة كهربائيًا.

قد تحتوي غلاف الإلكترون الثاني على ثمانية إلكترونات. تحتوي هذه القشرة على شكل كروي آخر س المداري وثلاثة على شكل "الدمبل" ص المدارات ، كل منها يمكن أن يحمل إلكترونين ، كما يوضح الشكل 2.8. بعد 1س يملأ المدار ، تملأ قذيفة الإلكترون الثانية ، أولاً تملأ 2س المداري ثم الثلاثة ص المدارات. عند ملء ص المدارات ، يأخذ كل منها إلكترونًا واحدًا. مرة واحدة لكل منهما ص المدار لديه إلكترون ، قد يضيف ثانية. يحتوي الليثيوم (Li) على ثلاثة إلكترونات تشغل الغلافين الأول والثاني. يملأ إلكترونان الرقم 1س المداري ، ثم يملأ الإلكترون الثالث 2س المداري. تكوين الإلكترون الخاص به هو 1س 2 2س 1. بدلاً من ذلك ، يحتوي النيون (Ne) على إجمالي عشرة إلكترونات: اثنان في أعمق 1س المداري وثماني يملأ غلافه الثاني (اثنان في كل من 2س وثلاثة ص المدارات). وبالتالي فهو غاز خامل ومستقر بقوة كذرة واحدة ونادرًا ما تشكل رابطة كيميائية مع ذرات أخرى. العناصر الأكبر لها مدارات إضافية ، تتكون من غلاف الإلكترون الثالث. بينما ترتبط مفاهيم الأصداف الإلكترونية والمدارات ارتباطًا وثيقًا ، توفر المدارات تصويرًا أكثر دقة لتكوين إلكترون الذرة لأن النموذج المداري يحدد الأشكال المختلفة والتوجهات الخاصة لجميع الأماكن التي قد تشغلها الإلكترونات.

ارتباط بالتعلم

شاهد هذه الرسوم المتحركة المرئية لترى الترتيب المكاني لمداري p و s.

التفاعلات الكيميائية والجزيئات

تكون جميع العناصر أكثر استقرارًا عندما تمتلئ غلافها الخارجي بالإلكترونات وفقًا لقاعدة الثمانيات. هذا لأنه من المفضل بقوة أن تكون الذرات في هذا التكوين وتجعلها مستقرة. ومع ذلك ، نظرًا لأنه لا تحتوي جميع العناصر على ما يكفي من الإلكترونات لملء غلافها الخارجي ، فإن الذرات تشكل روابط كيميائية مع ذرات أخرى وبالتالي الحصول على الإلكترونات التي تحتاجها لتحقيق تكوين إلكتروني ثابت. عندما تترابط ذرتان أو أكثر كيميائيًا مع بعضهما البعض ، فإن التركيب الكيميائي الناتج هو جزيء. جزيء الماء المألوف ، H2يتكون O من ذرتين هيدروجين وذرة أكسجين. تترابط هذه معًا لتكوين الماء ، كما يوضح الشكل 2.9. يمكن للذرات تكوين جزيئات عن طريق التبرع بالإلكترونات أو قبولها أو مشاركتها لملء غلافها الخارجي.

تحدث التفاعلات الكيميائية عندما تترابط ذرتان أو أكثر معًا لتكوين جزيئات أو عندما تتفكك الذرات المترابطة. يطلق العلماء على المواد المستخدمة في بداية تفاعل كيميائي متفاعلات (عادةً على الجانب الأيسر من المعادلة الكيميائية) ، ونطلق على المواد في نهاية نواتج التفاعل (عادةً في الجانب الأيمن من المعادلة الكيميائية). نرسم عادةً سهمًا بين المواد المتفاعلة والمنتجات للإشارة إلى اتجاه التفاعل الكيميائي. هذا الاتجاه ليس دائمًا "طريقًا باتجاه واحد". لإنشاء جزيء الماء أعلاه ، ستكون المعادلة الكيميائية:

مثال على تفاعل كيميائي بسيط هو تكسير جزيئات بيروكسيد الهيدروجين ، كل منها يتكون من ذرتين هيدروجين مرتبطتين بذرتين من الأكسجين (H2ا2). يتحلل بيروكسيد الهيدروجين المتفاعل إلى ماء ، ويحتوي على ذرة أكسجين مرتبطة بذرتين من الهيدروجين (H2O) والأكسجين ، والذي يتكون من ذرتين من الأكسجين المترابطين (O2). في المعادلة أدناه ، يشتمل التفاعل على جزيئين من بيروكسيد الهيدروجين وجزيئين من الماء. هذا مثال لمعادلة كيميائية متوازنة ، حيث يكون عدد ذرات كل عنصر هو نفسه في طرفي المعادلة. وفقًا لقانون حفظ المادة ، يجب أن يكون عدد الذرات قبل وبعد تفاعل كيميائي متساويًا ، بحيث لا يتم تكوين أو تدمير أي ذرات في الظروف العادية.

على الرغم من أن جميع المواد المتفاعلة ونواتج هذا التفاعل عبارة عن جزيئات (تظل كل ذرة مرتبطة بذرة واحدة أخرى على الأقل) ، في هذا التفاعل فقط بيروكسيد الهيدروجين والماء يمثلان مركبات: تحتويان على ذرات من أكثر من نوع واحد من العناصر. يتألف الأكسجين الجزيئي ، بشكل بديل ، كما يوضح الشكل 2.10 ، من ذرتين أكسجين مرتبطين بشكل مزدوج ولا يُصنف كمركب ولكن كجزيء متجانس النواة.

يمكن لبعض التفاعلات الكيميائية ، مثل تلك المذكورة أعلاه ، أن تستمر في اتجاه واحد حتى تستهلك جميع المواد المتفاعلة. المعادلات التي تصف هذه التفاعلات تحتوي على سهم أحادي الاتجاه ولا رجعة فيه. ردود الفعل العكسية هي تلك التي يمكن أن تذهب في أي اتجاه. في التفاعلات العكوسة ، تتحول المواد المتفاعلة إلى نواتج ، ولكن عندما يتجاوز تركيز المنتج حدًا معينًا (سمة من سمات تفاعل معين) ، تتحول بعض هذه المنتجات مرة أخرى إلى مواد متفاعلة. في هذه المرحلة ، تنعكس تسميات المنتج والمتفاعل. يستمر هذا ذهابًا وإيابًا حتى يحدث توازن نسبي معين بين المواد المتفاعلة والنواتج - حالة تسمى التوازن. غالبًا ما تشير المعادلة الكيميائية ذات السهم المزدوج الذي يشير إلى المواد المتفاعلة والمنتجات إلى حالات التفاعل القابلة للعكس هذه.

على سبيل المثال ، في دم الإنسان ، ترتبط أيونات الهيدروجين الزائدة (H +) بأيونات البيكربونات (HCO).3 -) تكوين حالة توازن مع حمض الكربونيك (H2كو3). إذا أضفنا حمض الكربونيك إلى هذا النظام ، فسيتحول بعضه إلى بيكربونات وأيونات الهيدروجين.

ومع ذلك ، نادرًا ما تحصل التفاعلات البيولوجية على توازن لأن تركيزات المواد المتفاعلة أو المنتجات أو كليهما تتغير باستمرار ، وغالبًا ما يكون مع منتج تفاعل واحد مادة متفاعلة لآخر. بالعودة إلى مثال أيونات الهيدروجين الزائدة في الدم ، سيكون تكوين حمض الكربونيك هو الاتجاه الرئيسي للتفاعل. ومع ذلك ، يمكن لحمض الكربونيك أيضًا أن يترك الجسم كغاز ثاني أكسيد الكربون (عن طريق الزفير) بدلاً من التحول مرة أخرى إلى أيون البيكربونات ، مما يؤدي إلى رد الفعل إلى اليمين بموجب قانون التأثير الجماعي. ردود الفعل هذه مهمة للحفاظ على التوازن في دمائنا.

الروابط الأيونية والأيونية

تكون بعض الذرات أكثر استقرارًا عندما تكتسب أو تفقد إلكترونًا (أو ربما اثنين) وتشكل أيونات. هذا يملأ غلافها الإلكتروني الخارجي ويجعلها أكثر استقرارًا من الناحية النشطة. نظرًا لأن عدد الإلكترونات لا يساوي عدد البروتونات ، فلكل أيون شحنة صافية. الكاتيونات هي أيونات موجبة تتشكل بفقدان الإلكترونات. تتشكل الأيونات السالبة باكتساب الإلكترونات ، والتي نسميها الأنيونات. نقوم بتعيين الأنيونات من خلال اسمها الأولي وتغيير النهاية إلى "-ide" ، وبالتالي فإن أنيون الكلور هو الكلوريد ، وأنيون الكبريت هو الكبريتيد.

يشير العلماء إلى حركة الإلكترونات هذه من عنصر إلى آخر على أنها نقل الإلكترون. كما يوضح الشكل 2.11 ، يحتوي الصوديوم (Na) على إلكترون واحد فقط في غلافه الإلكتروني الخارجي. يستغرق الصوديوم طاقة أقل للتبرع بهذا الإلكترون الواحد مما يتطلبه لقبول سبعة إلكترونات أخرى لملء الغلاف الخارجي. إذا فقد الصوديوم إلكترونًا ، فإنه يحتوي الآن على 11 بروتونًا و 11 نيوترونًا و 10 إلكترونات فقط ، مما يتركه بشحنة إجمالية قدرها +1. نشير إليه الآن على أنه أيون الصوديوم. يحتوي الكلور (Cl) في أقل حالة طاقة له (تسمى الحالة الأرضية) على سبعة إلكترونات في غلافه الخارجي. مرة أخرى ، يعتبر اكتساب الكلور إلكترونًا واحدًا أكثر كفاءة في استخدام الطاقة من خسارة سبعة إلكترون. لذلك ، فإنه يميل إلى اكتساب إلكترون لتكوين أيون مكون من 17 بروتونًا و 17 نيوترونًا و 18 إلكترونًا ، مما يمنحه صافي شحنة سالبة (-1). نشير إليه الآن على أنه أيون كلوريد. في هذا المثال ، سيتبرع الصوديوم بإلكترون واحد لتفريغ غلافه ، وسيقبل الكلور هذا الإلكترون لملء غلافه. يلبي كل من الأيونات الآن قاعدة الثمانيات ولهما أغلفة خارجية كاملة. نظرًا لأن عدد الإلكترونات لم يعد مساويًا لعدد البروتونات ، فإن كل منها أصبح الآن أيونًا وله شحنة +1 (كاتيون الصوديوم) أو -1 (أنيون كلوريد). لاحظ أن هذه المعاملات لا يمكن أن تتم إلا في وقت واحد: لكي تفقد ذرة الصوديوم إلكترونًا ، يجب أن تكون في وجود متلقي مناسب مثل ذرة الكلور.

تتشكل الروابط الأيونية بين الأيونات ذات الشحنات المعاكسة. على سبيل المثال ، تترابط أيونات الصوديوم موجبة الشحنة وأيونات الكلوريد سالبة الشحنة معًا لتكوين بلورات من كلوريد الصوديوم ، أو ملح الطعام ، مما يؤدي إلى تكوين جزيء بلوري بدون شحنة صافية.

يشير علماء الفسيولوجيا إلى أملاح معينة مثل الإلكتروليتات (بما في ذلك الصوديوم والبوتاسيوم والكالسيوم) والأيونات اللازمة لتوصيل النبضات العصبية وتقلصات العضلات وتوازن الماء. توفر العديد من المشروبات الرياضية والمكملات الغذائية هذه الأيونات لتعويض تلك المفقودة من الجسم عن طريق التعرق أثناء التمرين.

الروابط التساهمية والروابط والتفاعلات الأخرى

هناك طريقة أخرى للوفاء بقاعدة الثمانيات وهي مشاركة الإلكترونات بين الذرات لتكوين روابط تساهمية. هذه الروابط أقوى وأكثر شيوعًا من الروابط الأيونية في جزيئات الكائنات الحية. عادة ما نجد الروابط التساهمية في الجزيئات العضوية القائمة على الكربون ، مثل الحمض النووي والبروتينات. نجد أيضًا روابط تساهمية في جزيئات غير عضوية مثل H2O ، CO2، و O2. The bonds may share one, two, or three pairs of electrons, making single, double, and triple bonds, respectively. The more covalent bonds between two atoms, the stronger their connection. Thus, triple bonds are the strongest.

The strength of different levels of covalent bonding is one of the main reasons living organisms have a difficult time in acquiring nitrogen for use in constructing their molecules, even though molecular nitrogen, N2, is the most abundant gas in the atmosphere. Molecular nitrogen consists of two nitrogen atoms triple bonded to each other and, as with all molecules, sharing these three pairs of electrons between the two nitrogen atoms allows for filling their outer electron shells, making the molecule more stable than the individual nitrogen atoms. This strong triple bond makes it difficult for living systems to break apart this nitrogen in order to use it as constituents of proteins and DNA.

Forming water molecules provides an example of covalent bonding. Covalent bonds bind the hydrogen and oxygen atoms that combine to form water molecules as Figure 2.9 shows. The electron from the hydrogen splits its time between the hydrogen atoms' incomplete outer shell and the oxygen atoms' incomplete outer shell. To completely fill the oxygen's outer shell, which has six electrons but which would be more stable with eight, two electrons (one from each hydrogen atom) are needed: hence, the well-known formula H2O. The two elements share the electrons to fill the outer shell of each, making both elements more stable.

ارتباط بالتعلم

View this short video to see an animation of ionic and covalent bonding.

Polar Covalent Bonds

There are two types of covalent bonds: polar and nonpolar. In a polar covalent bond , Figure 2.12 shows atoms unequally share the electrons and are attracted more to one nucleus than the other. Because of the unequal electron distribution between the atoms of different elements, a slightly positive (δ+) or slightly negative (δ–) charge develops. This partial charge is an important property of water and accounts for many of its characteristics.

Water is a polar molecule, with the hydrogen atoms acquiring a partial positive charge and the oxygen a partial negative charge. This occurs because the oxygen atom's nucleus is more attractive to the hydrogen atoms' electrons than the hydrogen nucleus is to the oxygen’s electrons. Thus, oxygen has a higher electronegativity than hydrogen and the shared electrons spend more time near the oxygen nucleus than the hydrogen atoms' nucleus, giving the oxygen and hydrogen atoms slightly negative and positive charges, respectively. Another way of stating this is that the probability of finding a shared electron near an oxygen nucleus is more likely than finding it near a hydrogen nucleus. Either way, the atom’s relative electronegativity contributes to developing partial charges whenever one element is significantly more electronegative than the other, and the charges that these polar bonds generate may then be used to form hydrogen bonds based on the attraction of opposite partial charges. (Hydrogen bonds, which we discuss in detail below, are weak bonds between slightly positively charged hydrogen atoms to slightly negatively charged atoms in other molecules.) Since macromolecules often have atoms within them that differ in electronegativity, polar bonds are often present in organic molecules.

Nonpolar Covalent Bonds

Nonpolar covalent bonds form between two atoms of the same element or between different elements that share electrons equally. For example, molecular oxygen (O2) is nonpolar because the electrons distribute equally between the two oxygen atoms.

Figure 2.12 also shows another example of a nonpolar covalent bond—methane (CH4). Carbon has four electrons in its outermost shell and needs four more to fill it. It obtains these four from four hydrogen atoms, each atom providing one, making a stable outer shell of eight electrons. Carbon and hydrogen do not have the same electronegativity but are similar thus, nonpolar bonds form. The hydrogen atoms each need one electron for their outermost shell, which is filled when it contains two electrons. These elements share the electrons equally among the carbons and the hydrogen atoms, creating a nonpolar covalent molecule.

Hydrogen Bonds and Van Der Waals Interactions

Ionic and covalent bonds between elements require energy to break. Ionic bonds are not as strong as covalent, which determines their behavior in biological systems. However, not all bonds are ionic or covalent bonds. Weaker bonds can also form between molecules. Two weak bonds that occur frequently are hydrogen bonds and van der Waals interactions. Without these two types of bonds, life as we know it would not exist. Hydrogen bonds provide many of the critical, life-sustaining properties of water and also stabilize the structures of proteins and DNA, the building block of cells.

When polar covalent bonds containing hydrogen form, the hydrogen in that bond has a slightly positive charge because hydrogen’s electron is pulled more strongly toward the other element and away from the hydrogen. Because the hydrogen is slightly positive, it will be attracted to neighboring negative charges. When this happens, a weak interaction occurs between the hydrogen's δ + from one molecule and the molecule's δ – charge on another molecule with the more electronegative atoms, usually oxygen. Scientists call this interaction a hydrogen bond . This type of bond is common and occurs regularly between water molecules. Individual hydrogen bonds are weak and easily broken however, they occur in very large numbers in water and in organic polymers, creating a major force in combination. Hydrogen bonds are also responsible for zipping together the DNA double helix.

Like hydrogen bonds, van der Waals interactions are weak attractions or interactions between molecules. Van der Waals attractions can occur between any two or more molecules and are dependent on slight fluctuations of the electron densities, which are not always symmetrical around an atom. For these attractions to happen, the molecules need to be very close to one another. These bonds—along with ionic, covalent, and hydrogen bonds—contribute to the proteins' three-dimensional structure in our cells that is necessary for their proper function.

Career Connection

Pharmaceutical Chemist

Pharmaceutical chemists are responsible for developing new drugs and trying to determine the mode of action of both old and new drugs. They are involved in every step of the drug development process. We can find drugs in the natural environment or we can synthesize them in the laboratory. In many cases, chemists change potential drugs from nature chemically in the laboratory to make them safer and more effective, and sometimes synthetic versions of drugs substitute for the version we find in nature.

After a drug's initial discovery or synthesis, the chemist then develops the drug, perhaps chemically altering it, testing it to see if it is toxic, and then designing methods for efficient large-scale production. Then, the process of approving the drug for human use begins. In the United States, the Food and Drug Administration (FDA) handles drug approval. This involves a series of large-scale experiments using human subjects to ensure the drug is not harmful and effectively treats the condition for which it is intended. This process often takes several years and requires the participation of physicians and scientists, in addition to chemists, to complete testing and gain approval.

An example of a drug that was originally discovered in a living organism is Paclitaxel (Taxol), an anti-cancer drug used to treat breast cancer. This drug was discovered in the bark of the pacific yew tree. Another example is aspirin, originally isolated from willow tree bark. Finding drugs often means testing hundreds of samples of plants, fungi, and other forms of life to see if they contain any biologically active compounds. Sometimes, traditional medicine can give modern medicine clues as to where to find an active compound. For example, mankind has used willow bark to make medicine for thousands of years, dating back to ancient Egypt. However, it was not until the late 1800s that scientists and pharmaceutical companies purified and marketed the aspirin molecule, acetylsalicylic acid, for human use.

Occasionally, drugs developed for one use have unforeseen effects that allow usage in other, unrelated ways. For example, scientists originally developed the drug minoxidil (Rogaine) to treat high blood pressure. When tested on humans, researchers noticed that individuals taking the drug would grow new hair. Eventually the pharmaceutical company marketed the drug to men and women with baldness to restore lost hair.

A pharmaceutical chemist's career may involve detective work, experimentation, and drug development, all with the goal of making human beings healthier.


Appendix 1 List of Geologically Important elements and the Periodic Table

يتضمن الجدول التالي 36 عنصرًا من العناصر المهمة جيولوجيًا ، مدرجة أبجديًا حسب اسم العنصر ، إلى جانب العدد الذري والكتلة الذرية لنظيرها الأكثر استقرارًا.

تظهر العناصر الأكثر أهمية من الناحية الجيولوجية بخط عريض ، ويتم تحديد العناصر الثمانية الرئيسية لمعادن السيليكات بعلامة النجمة (*).

رمز اسم العدد الذري Atomic Mass
آل * الألومنيوم 13 27
كما Arsenic 33 75
با الباريوم 56 137
يكون البريليوم 4 9
ب البورون 5 11
Cd الكادميوم 48 112
كاليفورنيا * الكالسيوم 20 40
ج كربون 6 12
Cl الكلور 17 35
سجل تجاري الكروم 24 52
شارك كوبالت 27 59
النحاس نحاس 29 64
F دقيق 9 19
Au ذهب 79 197
هو الهيليوم 2 4
ح هيدروجين 1 1
الحديد * حديد 26 56
الرصاص يقود 82 207
ملغ * Magnesium 12 24
مينيسوتا Manganese 25 55
مو الموليبدينوم 42 96
ني نيون 10 20
Ni Nickel 28 59
ن نيتروغرين 7 14
س * الأكسجين 8 16
ص الفوسفور 15 31
نقطة البلاتين 78 195
ك* البوتاسيوم 19 39
سي * Silicon 14 28
Ag فضة 47 108
نا * صوديوم 11 23
ريال سعودى السترونتيوم 38 88
س كبريت 16 32
تي Titanium 22 48
يو اليورانيوم 92 238
Zn الزنك 30 65

الجدول الدوري هو قائمة بجميع العناصر المرتبة في مجموعات وفقًا لتكوينها الذري. In this table the elements are colour-coded according to their chemical and physical properties.


Frequently Asked Questions (FAQs) about Atomic Structure

What are the names of scientists who discovered electron, proton and neutron?

Which sub-atomic particle has minus one charge and negligible mass?

What is the charge on proton and neutron?

Which model of atomic structure is called plum-pudding model or water-melon model?

Which model of atomic structure is also called nuclear model of atom?

Which model of atomic structure proposed that certain special orbits of electrons are found inside the atom?

Which term refers to the total of protons and neutrons in the nucleus of an atom?

Which term is used for atoms having the same mass number and different atomic number?

Which term is used for atoms of the same element having same atomic numbers (Z) and different mass number (A)?

Which isotope is used in the treatment of cancer?


شاهد الفيديو: Atoomstruktuur in Afrikaans!!