כימיה - 3 יחידות/מבנה האטום

מתוך ויקיספר, אוסף ספרי הלימוד והמדריכים החופשי.

< כימיה - 3 יחידות

קפיצה אל: ניווט, חיפוש

תוכן עניינים

1 מבנה האטום
2 רמות האנרגיה
3 יינון
- 3.1 אנרגית יינון
- 3.2 הזיקה האלקטרונית
4 אלקטרושליליות
5 יסודות
6 איזוטופים
7 מספר מסה
8 נושאים בכימיה

[עריכה] מבנה האטום

מבנה האטום

האטום, (ביוונית עתיקה פירושו בלתי ניתן לחלוקה), הוא אבן הבניין של כל חומר. בתקופה העתיקה היו ויכוחים רבים בנוגע למהות החומר. למשל, עלו שאלות כגון ממה עשויים מים? מבין התשובות שעלו עלתה הנחתו של דמוקריטוס שטען שהחומר מורכב מיחידות שאינן ניתנות לחלוקה, כלומר, ניתן לחלק, למשל, קרש מעץ, רק עד חלקים קטנים בגודל מסוים. לחלקים קטנים מאוד אלה, קרא דמוקריטוס אטומים. לרוע המזל, במהלך ההיסטוריה של העולם המערבי, לא זכתה תורתו של דמוקריטוס להכרה על ידי הכנסייה הקתולית ונשכחה. במקומה אומצה תיאוריה אחרת שטענה שהעולם מורכב מארבעה יסודות: אש, מים, רוח ואדמה. לימים התברר שלתורה זו אין בסיס מציאותי וזו נזנחה. כאמור, על פי היוונים האטום הינו אבן הבניין היסודית של החומר אך הדבר אינו כך. למעשה, גם האטום מורכב מאבני יסוד קטנות יותר, הנקראות חלקיקים אלמנטריים. קיימים סוגים שונים ורבים של חלקיקים אלמנטריים. אנו נתייחס רק לאלו שמרכיבים את החומר והם האלקטרון, הניוטרון והפרוטון. בכימיה לא נתייחס למבנה המסובך של האטום שמתואר בתורת הקוונטים, אלא למודל פשוט יותר, שקל יותר לשימוש ואינו דורש מתמטיקה גבוהה יתר על המידה ולא ידע מעמיק בפיסיקה קוונטית. ואף על פי הכל, לא יאומן עד כמה מורכב עולמנו, מכיוון שלא יאומן, עד כמה מורכב האטום.

[עריכה] מבנה כללי

באופן מופשט נוכל להתייחס לאטום כמערכת שמורכבת מגרעין (נושא מטען חיובי) ומאלקטרונים הנמצאים מסביב לגרעין (הנושאים מטען שלילי). נהוג להתייחס לאלקטרונים כמעין "ענן" לא מוגדר שמרחף מעל האטום. בפיסיקה קוונטית מתייחסים לעקרון שנקרא עקרון אי-הוודאות של הייזנברג. בשל עקרון זה, בכימיה לא נוכל להתייחס למיקומו המדוייק של האלקטרון, אלא על ההסתברות שלו להמצא במקום מסויים. מכיוון שזהו עקרון פיסיקלי בסיסי, לא ניתן להתייחס לאלקטרון באטום כמעין כדור כפי שהיינו יכולים לצפות מחלקיק באופן אינטואיטיבי. עקרון זה הוא עקרון חשוב מאוד בכימיה.

[עריכה] הגרעין

גרעין האטום הוא החלק המכיל את נושאי המטען החיובי, הנקראים פרוטונים. הפרוטון כבד פי כ-2000 מהאלקטרון, לכן גרעין האטום הוא האחראי הכמעט בלעדי למשקלו. בגרעין האטום מצויים שני סוגים של חלקיקים יסודיים (גם הם מורכבים מאבני בניין קטנות יותר אך אין זה קשור לכימיה): פרוטונים וניוטרונים. הניוטרונים הם חלקיקים מעט כבדים יותר מהפרוטונים אך אין הם נושאים מטען חשמלי כלומר הם נייטרליים ועל כן שמם. הניוטרונים הם חלקיקים שאינם יציבים מחוץ לאטום ומתפרקים לחלקיקים פשוטים יותר (הם למעשה מתפרקים לפרוטון, אלקטרון וחלקיק נוסף שנקרא ניוטרינו). ניוטרונים אינם משחקים תפקיד חשוב בכימיה. הכימיה עוסקת רק בכוחות חשמליים ומגנטיים בין החלקיקים. מכיוון שהניוטרונים הם נייטרליים, אין הם מושפעים ממטענים חשמליים או שדות מגנטיים. פרוטונים הם חלקיקים בעלי מטען חיובי, הזהה בגודלו לזה של האלקטרון אך הפוך בסימנו. כידוע, מטענים חיוביים ושליליים נמשכים בטבע, ואילו מטענים חיוביים דוחים אחד את השני (וכך גם שליליים). באותו אופן, גם חלקיקים יסודיים כמו אלקטרונים נמשכים לגרעין האטום שמכיל רק חלקיקים נייטרליים וחלקיקים חיוביים. קוטר הגרעין הוא קטן מאוד ביחס לגודל האטום כולו. הפרוטונים מרוכזים במקום קטן מאוד. למעשה, הגרעין כל-כך קטן, עד אשר נוכל להמשילו לגודל של נמלה בתוך מגרש של כדורגל (גודל האטום ניתן לחישוב מתוך ידיעת המקום הממוצע של האלקטרון, על כך נדון בהמשך). מכיוון שהגרעין מאוד מרוכז, ברור שישנם כוחות חשמליים גדולים של דחייה בין אותם פרוטונים שנמצאים צפופים בגרעין. אותם כוחות מאוזנים על ידי כוחות חזקים עוד יותר, אך שאינם משפיעים על תגובות כימיות ולכן לא נדון בהם.

[עריכה] ענן אלקטרונים

למען הפשטות, נתייחס לאטום הפשוט ביותר, הרי הוא אטום המימן ( $H$ ). זהו אטום שמורכב מפרוטון אחד בגרעין (ללא ניוטרון) וכעת גם נניח שיש מסביבו ענן של אלקטרון אחד (אלקטרון מסומן $e -$ ). כלומר, יש באטום כולו מטען חשמלי חיובי אחד (בגרעין) ומטען חשמלי שלילי אחד (בקליפה - כלומר ענן האלקטרון). ביחד, האטום כולו הוא נייטרלי, כלומר, מטען אחד של פרוטון פחות מטען אחד של אלקטרון (כי המטענים הפוכים). מתברר, כי במצב זה, יכול האלקטרון להמצא במספר מצבים הנקראים מצבי אנרגיה או רמות אנרגיה. אלקטרון יכול להתקיים רק ברמות אנרגיה אלו. לכל רמת אנרגיה רדיוס משלה והאלקטרונים עוברים מרמה לרמה באורך מיידי כאשר הם מקבלים אנרגיה מספיקה לכך ממקור חיצוני.נושא רמות האנריגה דורש דיון מעמיק יותר ועל כן נדון בו בהמשך. בשלב בסיסי זה, אין צורך להתייחס לאלקטרון בקליפה כ"ענן". ייטב לנו אם נחשוב עליו כעל כדור הנושא עמו מטען חשמלי שלילי על מנת שלא נסתבך ללא צורך בניסוחים לא ברורים.

[עריכה] רמות האנרגיה

כאמור, כאשר אלקטרון הוא חלק מאטום הוא יכול להתקיים רק במצבים מסויימים. מצבים אלו נקראים 'רמות אנרגיה משום שהם מתוארים על ידי כמה אנרגיה יש לאלקטרון שנמצא ברמה זו. אלקטרון שנמצא ברמת אנרגיה מסויימת באטום זהו אלקטרון שעל מנת לעקרו מכוח המשיכה שיש לגרעין שלו עליו יש צורך "לתת" לו את אותה אנרגיה. מכיוון שצריך להשקיע "עבודה" על מנת לעקור את האלקטרון ממקום מרבצו, הוגדרה האנרגיה של רמת האנרגיה כשלילית. כלומר אם צריך להשקיע אנרגיה של אלקטרון-וולט אחד על מנת להוציא את האלקטרון מהאטום, האנרגיה של האלקטרון היא $\ -1$ . אולם אין הכרח להוציא אלקטרון מהאטום. ניתן להסתפק בלהעלות אותו רמה. העלאת רמת אנרגיה זהו תהליך שבו אנו מוסיפים אנרגיה לאלקטרון באטום. מכיוון שאלקטרון יכול להתקיים רק ברמות מסויימות, רק אנרגיה מסויימת יכולה להשפיע עליו. למשל, אם אלקטרון נמצא ברמת האנרגיה בעלת האנרגיה של $\ -13.6eV$ כפי שקורה באטום המימן, על מנת להעלות את האלקטרון לרמת האנרגיה הבאה, עלינו להשקיע בדיוק $\ -13.6eV+3.4eV=-10.2eV$ . אם ניתן לו פחות אנרגיה, הוא לא יעלה רמה בכלל. כיצד ניתן להעלות את האלקטרון רמה? ישנן מספר דרכים. למשל, ניתן להאיר עליו אור בעל פוטונים בעלי אנרגיה מתאימה. בכימיה מתייחסים לרוב לאור כעל חלקיקים ולא כגלים מכיוון שאנו מעוניינים באינטראקציה שלהם עם חומר בעיקר. לכל חלקיק, הצבע שהוא מייצג קובע גם את האנרגיה שלו. למשל, פוטון אדום הוא בעל אנרגיה של $\ 1.89eV$ . אותו פוטון גם מאופיין בגודל שתלוי בתדירות שלו ונקרא אורך הגל. במקרה של הפוטון האדום שלנו, אורך הגל הוא $\ 656.1$ ננו-מטר, שזהו החלק המילארד של המטר. כלומר, קטן מאוד. בכל רמת אנרגיה יכולים לחיות לכל היותר $\ 2n^2$ אלקטרונים (כש-n הוא מספר רמת האנרגיה). עקרון זה הוא עקרון האיכלוס של רמות האנרגיה וזהו עקרון חשוב מאוד בכימיה ובפיסיקה. רמת האנרגייה החיצונית נקראת רמת הערכיות. במצב הכי יציב תמיד יהיו ברמת הערכיות לכל היותר 8 אלקטרונים (למרות שמעשית היא יכולה להכיל יותר). יוצאת דופן במקרה זה היא רמת היסוד (כלומר הרמה הקרובה ביותר לגרעין, עם האנרגיה הכי שלילית) שבה יכולים לחיות לא יותר מ-2 אלקטרונים ולכן היא במצב יציב כאשר יש בה 2 אלקטרונים.

[עריכה] יינון

[עריכה] אנרגית יינון

בין אלקטרון לבין הגרעין קיימת משיכה חשמלית, אך זו איננה אינסופית. למעשה הכימיה מתבססת בין היתר על העובדה שאלקטרונים אינם קשורים לגרעינם בקשר אשר לא ניתן לפירוק. על מנת לפרק קשר זה יש צורך להשקיע אנרגיה. אנרגיה זו תבוא לרוב בצורה של התגשות של אטום אחר או על ידי קרינה כלשהי. כפי שהזכרנו בפרק על רמות האנרגיה, האלקטרון יכול לבלוע כמות מסויימת של אנרגיה אשר מעלה אותו לרמה גבוהה יותר. אם, לעומת זאת, גורמים לאלקטרון לבלוע כמות גדולה מספיק, הוא מאבד את הקשר שלו לאטום ויוצא לחופשי. אלקטרון זה יקרא אלקטרון חופשי עד אשר ימצא לו אטום חדש לעבור אליו. האטום מחוסר האלקטרון יקרא מעתה יון חיובי (= קטיון).

[עריכה] הזיקה האלקטרונית

זיקה אלקטרונית זהו גודל שמתאר כמה אנרגיה ניתן לקבל מהכנסה של אלקטרון לאטום (או ליון).

עפ"י חוק קולון, אנרגיית היינון של אטום נתון נמצאת ביחס ישיר לנוסחה הבאה:
$F \sim \frac{q_1 \cdot q_2}{r^2}$
כאשר:

F- כוח המשיכה בין הגרעין לאלקטרון
$q 1$ - המטען החיובי של הגרעין(מספר הפרוטונים)
$q 2$ - מטען האלקטרון(יש לזכור שערך זה אינו משתנה לעולם)
r - רמת האלקטרונים החיצונית(אחרונה) של האטום

אם נסתכל במערכת המחזורית, נראה שלאנרגיית היינון הראשונה של היסודות יש עקביות מסויימת:

ככל שמתקדמים במחזור(שורה), אנרגיית היינון הראשונה עולה, והיא מירבית בקבוצת הגזים האצילים. הסיבה היא שכאשר מתקדמים במחזור, המטען החיובי בגרעין האטומים עולה, אך שאר הפרמטרים(מטען האלקטרון ורמת האלקטרונים החיצונית) לא משתנים.
ככל שמקדמים מלמעלה למטה בכל קבוצה(טור), אנרגיית היינון הראשונה יורדת. זה נגרם משום שכאשר יש ירידה בין מחזור למחזור באותו טור, יש עלייה במטען החיובי בגרעין(דבר שאמור להעלות את אנרגיית היינון) וגם ברמת האלקטרונים החיצונית(דבר המוריד את אנרגיית היינון), אך משום שרמת האלקטרונים החיצונית מועלית בריבוע, יש לה "משקל" רב יותר והיא גורמת ירידה באנרגיית היינון.
במעבר ממחזור אחד למחזור הבא, קיימת נפילה חדה באנרגיית היינון הראשונה. זה נגזר מ-1 ו-2

ישנו כלל הנקרא כלל האוקטט, למרות שאיננו ממש כלל אלא יותר שאיפה, האומר שלכל אטום יש שאיפה להיות בעל רמת ערכיות מלאה, כלומר בעלת שמונה אלקטרונים. בשל כך, אנרגיית היינון לאחר השלמת רמת הערכיות תמיד תהיה גבוהה בהרבה מאנרגיית היינון הקודמת.

[עריכה] אלקטרושליליות

אלקטרושליליות היא מידת יכולתו היחסית של אטום למשוך אלקטרונים אליו בקשר קוולנטי. השיטה לחישוב אלקטרושליליות היא ממוצע בין אנרגיית היינון לזיקה אלקטרונית (אנרגיה הדרושה להוספת אלקטרון לאטום במצב גזי).

מערך האלקטרונים באטום הוא אשר קובע את האלקטרושליליות - האטומים הקרובים להשלמת קליפתם החיצונית למבנה של גז אציל על-ידי הוספת אלקטרונים, הם בעלי אלקטרושליליות גבוהה יותר מאשר אלו המגיעים לקליפה חיצונית שלמה בעזרת מסירת אלקטרונים.

אלקטרושליליות נמדדת תמיד בערכים חיוביים והאטום בעל האלקטרושליליות הגבוהה ביותר הינו הפלואור - אנרגיית יינון גבוהה וזיקה אלקטרונית גבוהה, בעל ערך אלקטרושליליות 4. למתכות לעומת זאת, יש נטייה למסירת אלקטרונים ולכן הן מקבלות את הערכים הנמוכים ביותר של אלקטרושליליות - לדוגמא פרנציום, מתכת אלקאלית, מקבלת ערך 0.7, הנמוך ביותר.

[עריכה] יסודות

השם "אטום" בא מהמילים: א (בלטינית: בלתי) ו-טום (בלטינית: ניתן לחלוקה). למעשה ראינו האטום מורכב מחלקים קטנים, אך בכל זאת יש משהו נכון בשם. האטום הוא החלקיק הקטן של חומר, ומרכיביו אינם עונים כבר להגדרה חומר שהרי האלקטרונים, הפרוטונים והנייטרונים הינם חלקיקי אנרגיה.

היסוד הוא אטום בעל תכונות מסויימות, בעוד שמה שמפריד בין היסודות הוא מספר הפרוטונים בגרעין, הנקרא מספר אטומי, כך שלכל יסוד יש מספר אטומי משלו

[עריכה] איזוטופים

איזוטופים הם אטומים מאותו סוג(בעלי מספר פרוטונים שווה) אך בעלי מספר נוייטרונים שונה. אטומים כאלה נבדלים בתכונותיהם הפיזיקליות, אך דומים בתכונות הכימיות שלהם.
לעומת זאת, שינוי במספר הפרוטונים משנה את סוג האטום.

[עריכה] מספר מסה

מספר מסה מחושב לפי מספר פרוטונים ונויטרונים שנמצאים באטום, כאשר כל אחד שווה יחידת מסה אחת. לדוגמה, אם ניקח אטום טריטיום(איזוטופ של מימן, יסוד בעל פרוטון אחד, בעל 2 נויטרונים), מספר המסה שלו יהיה 3(פרוטון אחד ו-2 נויטרונים).
מכיוון שקשה להפריד בין איזוטופים שונים של אותו יסוד, ומכיוון ששכיחות האיזוטופים של מימן שאינם בעלי מסה של 1 גבוהה יחסית, לא משתמשים במימן כיחידת מדידה של מספרי מסה, אלא משתמשים בפחמן (אשר מספר המסה שלו 12) אשר ממנו קל יחסית לבודד את האיזוטופ השכיח ולהשתמש בו כאמת מידה. לכן מספר המסה של פחמן תמיד מוגדר כ-12 וכל שאר היסודות מוגדרים לפיו. הערה: ניתן לכלול את האלקטרונים בחישוב, אך לרוב המטרות משקלם זניח משום שהם ב-3 סדרי גודל יותר קטנים. למעשה, הם זניחים ביחס להפרשים הנוצרים עקב קיום איזוטופים ליסודות במרבית החישובים.

נושאים בכימיה

חומר עזר

הטבלה המחזורית בויקיפדיה העברית

כימיה ל-3 יחידות לימוד

כימיה ל-5 יחידות לימוד