مراحل اكتشاف بناء الذرة
حتي نهاية القرن التاسع عشر كان الاعتقاد سائدا بأن الذرة هي جسم صغير للعنصر لا ينقسم. وباكتشاف الإلكترون من العالم الإنجليزي تومسون في عام 1897 عن طريق تجربته الشهيرة بتجربة نقطة الزيت، انفتح الطريق لاكتشافات أكبر من ذلك استغرقت نحو 35 عام حتي استطاع العلماء فك آخر أسرار الذرة حوالي عام 1930. وبعدها بدء العلماء تكريس اهتمامهم لدراسة وتفسير بناء نواة الذرة نفسها.
بعد اكتشاف تومسون للإلكترون عرف أنه يحمل شحنة كهربية سالبة. ثم خلفه العالم الإيرلندي إرنست رذرفورد الذي صوب في عام 1911 وابل من أشعة ألفا خلال شريحة رقيقة من الذهب، والمعروف أن أشعة ألفا تحمل شحنة كهربية موجبة، فلاحظ رزرفورد انحراف بعض أشعة ألفا عند تخللها الشريحة انحرافا ً شديدا ً. وفسر ذلك بحدوث اصتدامات بين أشعة ألفا بمركز ثقيل في ذرة الذهب. وبما أن الإلكترونات التي في الذرة بوزنها الخفيف لا تستطيع التسبب في هذا الانحراف الكبير، فلا بد وان تكون الشحنة الموجبة في الذرة متمركزة في النواة، وأن الإلكترونات تدور حولها، مثلما يحدث بالنسبة لدوران الكواكب حول الشمس. ولكن لم يستطع رزرفورد تفسير عدم انهيار الإلكترونات علي النواة طبقا لقانون التجاذب الكهرومعناطيسي حيث أن الإلكترونات سالبة الشحنة والنواة شحنتها موجبة.
وجاء العالم الدنمركي نيلز بوهر في عام 1913 وافترض أن الإلكترونات لا بد وأن تتخذ حالات معينة حول النواة لا تفقد فيها طاقتها، وسمى تلك الحالة بالحالة الأرضية للإلكترون. وافترض انه عند إثارة الذرة بالحرارة العالية مثلا، فإن الإلكترون ينتقل من الحالة الأرضية إلى حالة أعلى من الطاقة، وعند قفزته وعودته إلى الحالة الأرضية فإنه يـُطلق فارق الطاقة التي يحملها على هيئة فوتون أي شعاع ضوئي ذو تردد محدد.
ولتفسير النظام المتتالي للعناصر طبقاً للجدول الدوري حيث يتزايد عدد الإلكترونات في الذرة بتزايد العدد الذري، إقترح العالم الكيميائي الأمريكي لانجموير عام 1919 تواجد الإلكترونات في مجموعات حول النواة في أغلفة متطابقة فوق بعضها حول النواة. وبملاحظة أن بعض العناصر لا يتفاعل كيميائيا ً، وجدأن تلك العناصر الخاملة تتميز باحتوائها على أعداد مميزة من الإلكترونات، مثل الهيليوم ويحتوي على 2 من الإلكترونات، والنيون ويحتوي على عدد 10 إلكترزنات، والأرجون يحتوي على عدد 18 من الإلكترونات، تم يتلوهم في الجدول الدوري غاز الكريبتون وهو يحتوي على 32 من الإلكترونات. فأبدى برأيه بأنه ليست جميع الإلكترونات الموجودة في الذرة تشترك في التفاعل الكيميائي ،وان إلكترونات معينة تشترك في التفاعل الكيميائي وسمى هذه إلكترونات التكافؤ.
حوالي عام 1920 صنف العلماء الإلكترونات الموجودة في الذرة إلي مجموعات تتناسب مع خطوط الطيف التي يحصلون عليها للعناصر المختلفة، والتي يميزون خطوطها بالأصناف s, p, d, f. وتوصلوا إلي خصيصة أن الإلكترونات التي تشغل أعلى مستوى للطاقة في الذرة تشكل مجموعة إلكترونات التكافؤ وأن تكون هذه موجودة في الأغلفة الخارجية. وأن الإلكترونات التي تملأ الأغلفة الداخلية في الذرة لها طاقة أقل من إلكترونات الموجودة في الغلاف الأعلي، مما يجعل مثلاإلكترونات المدار 3d لها طاقة أعلى من طاقة المدار 4s، ولهذا فهي تشترك في التفاعل الكيميائي، وأما إلكترونات المدار 4s فلا تشترك.
لم تستطع أي نظرية كلاسيكية تفسير توزيع خطوط الطيف للعناصر المختلفة، وأصبح واضحا ً للعلماء في أوائل العشرينيات أن
رياضة بحتة جديدة يجب ابتكارها، وان تأ خذ تلك الرياضة الجديدة خاصية مثنوية موجة-جسيم للإلكترون في الاعتبار. وخلال الأعوام 1923 - 1926 نجح العالم الألماني هيزنبرج والعالم النمساوي شرودنجر كل على حدة، في ابتكار طريقتين رياضيتين جديدتين على أساس الطبيعة الموجية للإلكترون. واعتمد هيزنبرج على حساب المصفوفات، وأما شرودنجر فاعتمدت طريقته على الميكانيكا الموجية، وسميت هاتان الطريقتان ميكانيكا الكم.
من خلال أعمال هيزنبرج وشرودنجر وضح أهمية إدخال عدد كم ثانوي (أو السمتي)l إلى جانب عدد الكم الرئيسي n، كعددان يحددان الطاقة الكمومية لكل إلكترون في الذرة. فعدد الكم الرئيسي n يحدد عددالإلكترونات الكلي في الذرة بحسب العلاقة
2n2، أي أن الغلاف n=1 يحتوي على 2 إلكترون، والغلاف n=2 على 8 إلكترونات، والغلاف n=3 يحتوي على 18 إلكترون، وهكذا. ويرتبط عدد الكم الثانوي l بعدد الكم الرئيسي n بالعلاقة l=0, 1, 2 ,.. وتبلور خلال عام 1929 النموذج المداري للذرة كالآتي :
l=0 ويسمى مدار s ويمكن أن يحتوي على 2 إلكترون.
l=1 ويسمى مدار p ويمكن أن يحتوي على 6 إلكترونات (الغلاف الثاني وأعلاه)
l=2 ويسمى مدار d ويمكن أن يحتوي على 10 إلكترونات (الغلاف الثالث وأعلاه)
l=3 ويسمى مدار f ويمكن أن يحتوي على 14 إلكترون (الغلاف الرابع وأعلاه) وهكذا.
بذلك تمكن العلماء من تفسير البناء الذري للعناصر من الخفيف إلى الثقيل كالآتي:
الهيدروجين: عدد الإلكترونات 1 ويشغل المدار 1s1
الهيليوم : عدد الإلكترونات 2 ويشغلان المدار 1s2
الليثيوم : عدد الإلكترونات 3 ويشغلون المدارين 1s2 2s1
البريليوم : عدد الإلكترونات 4 ويشغلون المدارين 1s2 2s2
البورون : عدد الإلكترونات 5 ويشغلون المدارات 1s2 2s2 2p1، النيون : عدد الإلكترونات 10 ويشغلون المدارات 1s2 2s2 2p6 وهكذا.
ويلاحظ أن العناصر الخاملة مثل الهيليوم والنيون تتميز بأغلفة ممتلئة تماما ً، الهيليوم وله الغلاف الأول ممتلئ ب 2 إلكترون والنيون له غلافين ،الأول ممتلئ ب 2 إلكترون والغلاف الثاني ممتلئ ب 2 + 6 إلكترونات، وهذا سر خمولها.
العنصر التالي للنيون هو الصوديوم وله 11 إلكترون، تتوزع فيه الإلكترونات العشرة الأولى بالضبط كما في النيون، أما الإلكترون رقم 11 فيشغل المدار 3s1 ولهذا نجد أن الصوديوم ذو نشاط كيميائي كبير، وإلكترونه رقم 11 هو إلكترون تكافؤ.
ومع كل هذا النجاح استلزم التحليل الدقيق لأطياف العناصر إدخال عددين كموميين آخرين، لهما شأن أيضا ولو ضئيل في تحديد الطاقة الكمومية لكل إلكترون في الذرة، وهما :
عدد الكم المغناطيسي ml وهو يأخذ القيم من l إلي l-، وعدد الكم المغزلي ms وهو يأخذ القيم 2/1 أو 2/1-.
وقد اضطر العلماء إدخال هذان العددين الكمومين لتفسير ظاهرة انقسام خطوط الطيف تحت تأثير مجال مغناطيسي خارجي وهذا التأثير يـُعرف بتأثير زيمان والذي اكتشفه العالم الهولندي زيمان، كما تنشق أيضا ً خطوط الطيف تحت تأثير مجال كهربائي خارجي، وهذا التأثير اكتشقه العالم الألماني شتارك ويسمى باسمه تأثير شتارك، وأمكن بذلك تحديد حالة وطاقة كل إلكترون في الذرة بأربعة أعداد كمومية هي : n, l, ml، ms
بدقة كاملة. وهذا مطابق تماماً مع مبدأ استبعاد باولي الذي صاغه العالم النمساوي ولفجانج باولي عام 1925، ذلك المبدأ الذي ينص على أن جسمين كموميين مثل الإلكترون، لا يصح لهما أن يحتلا نفس الحالة الكمومية في الذرة. ونجد أن الإكترونان في ذرة الهيليوم مثلا يشغلان المدار 1s2 ولهما نفس الطاقة الكمومية ولكن يتخذ أحد الإلكترونين الحالة المغزلية 2/1 = ms، ويتخذ الإلكترون الثاني الحالة المغزلية 2/1- = ms.
ينطبق مبدأ باولي علي جميع الجسيمات الأساسية ذات العدد الكموي 2/1 = ms، مثل الإلكترون والبروتون والنيوترون، وغيره
الموقع
