أسس الجيوكيمياء

علم الجيوكيمياء هو أحد أفرع علوم الأرض ، وهو العلم الذي يختص بدراسة كيمياء الأرض بصفة عامة بما تحويه من أغلفة صخرية ومائية وغازية وأيضاً ما يسقط على الأرض من الفضاء الخارجي ...

أو هو العلم الذي يختص بدراسة وفرة وتوزيع وحركة العناصر الكيميائية في أغلفة الأرض المختلة في الأزمنة المختلفة ...
الجزء االاول مراجعة سريعة
وبما أن هذا العلم يعنى بدراسة العناصر فدعونا نراجع معلوماتنا الكيميائية سريعاً ...

نحن نعلم أن أي عنصر كيميائي يتكون من ذرات ...

والذرة Atom هي أصغر جزء من العنصر يمكن أن يوجد في حالة منفردة ويحمل كل خصائص العنصر الكيميائية ...

مما تتكون هذه الذرة .. ؟




تتكون الذرة من :

1- نواة Nucleus تشغل مركز الذرة وتتركز فيها معظم كتلة الذرة وتتكون من بروتونات Proton ونيترونات Neutron كما في الشكل التالي ..



ويحيط بالنواة ..

2- السحابة الالكترونية وتنتظم فيها الالكترونات حول النواة في أغلفة Shells ، وكل غلاف يضم عدد من المدارات Orbitals

لاحظ أن :

الالكترونات : سالبة الشحنة
البروتونات : موجبة الشحنة
والنيترونات : متعادلة الشحنة

وفي كل ذرة

عدد البروتونات = عدد الالكترونات

العدد الذري ( Z ) = عدد البروتونات

الوزن الذري = عدد البروتونات + عدد النيترونات

ومن الممكن أن يكون لمجموعة من الذرات نفس العدد الذري ولكن تختلف في عدد النيترونات ، وفي هذه الحالة يطلق عليها اسم النظير Isotope ..

إذن فالنظير عبارة عن ذرات لها نفس العدد الذري لكن تختلف في عدد النيترونات ..

تذكر أن عدد الالكترونات في المجال الخارجي هو الذي يحدد خصائص العنصر الكيميائية ...

من ذلك نعلم انه يجب علينا ان نحدد عدد الالكترونات الموجودة في المجال الخارجي للذرة حتى نحدد خصائصها الكيمياء

كيف نستطيع تحديد عدد الالكترونات الموجودة في المدار الخارجي لأي ذرة ..؟

هذا ما سنعرفة في الرد القادم بمشيئة الله تعالى


مصدر الصور

http://education.jlab.org/qa/atom_model.html

ttp://www.yourdictionary.com/ahd/a/a0501900.html

التوزيع الإلكتروني

تتوزع إلكترونات أي ذرة حول نواتها في مجموعة من الأغلفة ...

كل غلاف يحتوي على مجموعة من المدرات ...

ويحدد خصائص الذرة الكيميائية عدد الإلكترونات الموجودة في المدار الخارجي للذرة ..

ويمكننا معرفة عدد الإلكترونات الموجودة في المدار الخارجي بإجراء التوزيع الالكتروني للذرة ..

ويفيدنا التوزيع الالكتروني في معرفة الكيفية التي تتوزع من خلالها الالكترونات في الأغلفة والمدارات الموجودة حول نواة الذرة ..

أكبر الذرات تحتوي على سبعة أغلفة Shells ويرمز لها بحروف أبجدية كل غلاف يحتوي علا مجموعة من المدارات وكل مدار يحتوي على مجموعة من الإلكترونات ، كما في الجدول التالي ...



و تمتليء المدارات ذات الطاقة المنخفضة أولاً يليها الأعلى فالأعلى كما في الشكل التالي ..



تذكر أن : المدار s يمتليء بإلكترونين ، والمدار p يمتليء بست إلكترونات ، والمدار d يمتليء بعشر إلكترونات ، والمدار f يمتلء بأربعة عشر إلكترون ...

مثال :

1- عنصر الهيدروجين H عدده الذري 1 فيكون التوزيع الإلكتروني له كالتالي ..

H : 1s1

لاحظ أن المدار الأخير غير مكتمل ، لذلك تحاول هذه الذرة اكتساب إلكترون لإكمال مدارها الناقص ، بذلك تكون هذه الذرة نشطة كيميائياً ..

2- عنصر الهيليوم He ، عدده الذري 2 فيكون التوزيع الالكتروني له

He : 1s2

لاحظ أن المدار الخارجي مكتمل الإلكترونات لذلك تعتبر ذرة الهيليوم ثابتة جيوكيميائياً ...


3- عنصر الصوديوم Na عدده الذري 11 فيكون التوزيع الإلكتروني له كالتالي ..

Na : 1s2 2s2 2p6 3s1

لاحظ أن المدار الخارجي غير مكتمل وبالتالي يكون العنصر نشط جيوكيميائياً
طاقة التأين أو جهد التأين Ionization Potential ...

وتعرف طاقة التأين بالطاقة اللازمة لانتزاع إلكترون أو أكثر من المدار الخارجي للذرة ...

وتقاس بوحدة جول / مول ( J\mole )

* إذن ماذا نعني بقولنا بأن هذه الذرة لها جهد تأين عالي ..؟
يعني ذلك بأننا نحتاج إلى طاقة عالية لانتزاع الالكترونات الخارجية لهذه الذرة ...

وبصفة عامة : فإن طاقة التأين تقل مع زيادة العدد الذري ...

لو أردنا رسم العلاقة بين العدد الذري Atom number وجهد التأين Ionization Potential فستظر كما في الشكل التالي :



[glow=red]تذكر أن طاقة التأين تقل مع زيادة العدد الذري بصفة عامة ..[/glow]

فلو أنزلنا المنحنى السابق لدرجة الخط المستقيم كما هو موضح باللون الأحمر في الشكل التالي ، فسيتضح لنا كيف أن جهد التأين ينخفض مع زيادة العدد الذري ..



ولو دققنا النظر في المنحنى السابق فسنجد ان هناك مجموعة من العناصر الشاذة حيث يزداد فيها جهد التأين رأسياً وهي ..

1- الهليوم Helium وعدده الذري 2
2- النيون Neon وعدده الذري 10
3- الآرجون Argon وعدده الذري 18
4- الكريبتون Krypton وعدده الذري 36
5- الزينون Xenon وعدده الذري 54
6- الرادون Radon وعدده الذري 86

وبإجراء التوزيع الإلكتروني لهذه العناصر سنجد أن المدار الخارجي لها مكتمل بالإلكترونات ...

وهذا يعني أن ذرات هذه العناصر ثابتة كيميائياً ومن الصعب انتزاع الالكترونات منها وبالتالي فجهد التأين لها مرتفع جداً ...

وتسمى هذه العناصر باسم العناصر الخاملة لأن مداراتها الخارجية ممتلئة بالالكترونات فلا تشارك في التفاعلات الكيميائية وتعرف أيضاً باسم الغازات الخاملة Inert Gases ...

وبالمقابل هناك عناصر أخرى لها جهود تأين منخفضة جداًَ وهي ..

1- الليثيوم Lithium وعدده الذري ( 3 )
2- الصوديوم Sodium وعدده الذري ( 11 )
3- بوتاسيوم Potassium وعدده الذري ( 19)
4- الربيديوم Rubidium وعدده الذري ( 37 )
5- السيزيوم Caesium وعدده الذري ( 55 )
6- الفرنسيوم Francium وعدده الذري (87 )

وبإجراء التوزيع الإلكتروني لهذه العناصر سنجد أن المدار الخارجي يحتوي على إلكترون واحد فقط ...

وهذا يعني أن ذرات هذه العناصر نشطة كيميائياً ومن السهل انتزاع الالكترونات منها وبالتالي فجهد التأين لها منخفض جداً ...

وتسمى هذه العناصر باسم العناصر القلوية Alkalin elements

وتلي عناصر المجموعة السابقة عناصر أعلى منها قليلاً في جهد التأين وتضم ..

1- البريليوم Beryllium وعدده الذري ( 5 )
2- المغنيسوم Magnesium زعدده الذري ( 12 )
3- الكالسيوم Calcium وعدده الذري ( 20 )
4- السترنشيوم Strontium وعدده الذري ( 38 )
5- الباريوم Barium وعدده الذري ( 56 )

وبإجراء التوزيع الإلكتروني لها سنجد أن المدار الأخير يحتوي على الكترونين

ولذلك فجهد التأين لها مرتفع نسبياً عن العناصر القلوية ، وتعرف هذه العناصر باسم عناصر الأرض القلوية Alkaline earth elements

وهناك عناصر أخرى لها جهود تأين أعلى قليلاً من جهود عناصر الأرض القلوية وهي :

1- البورون Boron وعدده الذري ( 5 )
2- الألمنيوم Aluminum وعدده الذري ( 13 )
3- الجاليوم Gallium وعدده الذري ( 31 )
4- ...
5- ...


وبإجراء التوزيع الإلكتروني سنجد أن الغلاف الخارجي يضم ثلاثة إلكترونات ، لذلك فهذه العناصر ثلاثية التكافؤ وجهد التأين بها مرتفع نسبياً

المصادر :

http://www.dayah.com/periodic/ ( موقع جميل عن الجدول الدوري )

http://itl.chem.ufl.edu/2045_s00/lectures/lec_12.html

وتتوزع العناصر التي ذكرناها في الرد السابق في جدول يعرف باسم

الجدول الدوري

وتترتب فيه العناصر في مجموعات رأسية Groups أو في صفوف Periods

لاحظ أن العناصر المتواجدة في كل مجموعة تتشابه في خواصها الكيميائية ...

وأن كل دورة تبدأ بعنصر من العناصر القلوية وتنتهي بعنصر من العناصر الخاملة ماعدا الدورة الأولى ...

و يوجد في الجدول الدوري 8 مجموعات . ويعكس رقم المجموعة عدد الإلكترونات الموجودة في المدار الخارجي ..

وتسمى العناصر الموجودة في داخل الجدول الدوري بالعناصر الإنتقالية Transition Elements



وتبدأ هذه العناصر من الدورة الرابعة بداية من عنصر الاسكانديوم Scandium وقد سميت بهذا الاسم لسبب معين يرتبط بالتوزيع الإلكتروني لها ...

ما هو هذا السبب ..؟

هذا ما سنعرفه في الرد القادم بمشيئة الله تعالى


مصدر الصورة

http://can-do.com/uci/lessons98/


العناصر الانتقالية Transition Elemnts
وكما ذكرنا في الرد السابق فهي تبدأ من الدورة الرابعة بداية من عنصر الاسكانديوم ...
ولو دققنا النظر في توزيعها الإلكتروني فسنجد انه ..
* بداية من عنصر الإسكانديوم يتوقف عن إضافة الإلكترونات في الغلاف الرابع ويعود ملء الإلكترونات في الغلاف الثالث وبالتحديد في المدار d حتى يصل إلى عنصر الزنك ...

* وقبل امتلاء الغلاف الرابع بالكامل ينتقل لملء الغلاف الخامس ثم يعود لإكمال الغلاف الرابع وبالتحديد المدار d لتظهر العناصر الانتقالية الموجودة في الدورة الخامسة ابتداء من عنصر الايتريوم ..

* وفي الدورة السادسة تظهر مجموعة اللانثنيدات Lanthanide Group وهي العناصر الأرضية النادرية Rare Earth Elements واختصارها REE وتضم 15 عنصراً

وتبدأ مجموعة اللانثنيدات بداية من عنصر Lanthanum وعدده الذري 57 وتنتهي بعنصر Lutetium وعدده الذري 71 وفي هذه المجموعة يتوقف عن إضافة الإلكترونات في الغلاف الخامس وبالتحديد في المدار s ويبدأ بداية من عنصر Lanthanum في إضافة الإلكترونات إلى المدار 4d ...

* تليها الدورة السابعة والتي تحتوي على مجموعة الأكتنيدات Actinid Group وتبدأ بداية من عنصر Actinium وعدده الذري 89 وتنتهي بعنصر Lawrencium وعدده الذري 103

الكيمياء البلورية Crystal Chemistry

وهي عبارة عن علاقة التركيب الكيميائي بالبناء الذري الداخلي للعناصر ...

وتساعدنا في تحدد خصائص البلورات والمعادن المختلفة ...

وسنتطرق هنا لدراسة أنواع الروابط الكيميائية مابين العناصر وبعضها البعض ...

لاحظ أنه وفي كل العناصر - ماعدا عناصر المجموعة الخاملة - يكون المدار الخارجي غير مكتمل بالالكترونات وبالتالي تكون هذه العناصر غير مستقرة كيميائياً ...

ولذلك تحاول هذه الذرات الوصول إلى حالة الاستقرار وذلك بإحدى الطرق التالية ..

1- عن طريق فقد الالكترونات ..
2- عن طريق اكتساب الإلكترونات ..
3- عن طريق المشاركة بالإلكترونات ..

وتنشأ من هذه العلاقات قوى كهروستاتيكية بين الذرات تمثل الروابط الكيميائية ..

إذن فالروابط الكيميائية : هي القوى الكهروستاتيكية التي تنشأ بين الذرات نتيجة لفقد أو اكتساب أو المشاركة بالالكترونات مع ذرات أخرى

من ذلك نعلم أن الروابط الكيميائية تعمل على تماسك وترابط ذرات العناصر مع بعضها لتكوين المركبات ..

ومن انواع هذه الروابط ..

1- الرابطة الأيونية Ionic Bond
2- الرابطة التساهمية Covalent Bond
3- الرابطة الفلزية Metallic Bond
4- رابطة فاندرفالز Van der waal Bond
5- الرابطة الهيدروجينية Hydrogen Bond

ما هي هذه الروابط ..؟
وما هي مميزاتها ..

أولاً / الرابطة الأيونية Ionic Bond

وهي أبسط أنواع الروابط التي تربط بين ذرتين ، وفي هذا النوع تفقد إحدى الذرات إلكتورن فتتحول إلى أيون موجب ، تكتسب ذرة أخرى هذا الإلكترون فتتحول إلى أيون سالب ، عندها ينجذب الأيون الموجب إلى الأيون السالب
وتعتمد الرابطة الأيونية على :
1- الألفة الإلكترونية .. وهي خاصية ميل الذرة لاستضافة الإلكترونات في مجالها الخارجي ..

2- السالبية الكهربية .. وهي عبارة عن مقياس لقدرة الذرة على اجتذاب الإلكترونات وإضافتها لأغلفتها الخارجية ..

لاحظ أن السالبية الكهربية تتناسب طردياً مع استعداد الذرة لاستضافة الإلكترون ..

وتعتمد قوة الرابطة الأيونية على :
1- المسافة بين مركز الأيونات المرتبطة مع بعضها البعض ... فكلما زادت المسافة ضعفت قوة الرابطة الأيونية ، وكلما نقصت المسافة زادت قوة الرابطة الأيونية ..

2- الشحنة الكلية للأيونات ( التكافؤ ) فكلما زادت الشحنة زادت قوة الرابطة الأيونية ..

وهناك عدة عوامل تتأثر بقوة الرابطة الأيونية ، منها :
1- صلابة المعدن ، حيث تتناسب عكسياً مع المسافة وطردياً مع الشحنة ...
2- درجة الإنصهار ، وتتناسب عكسياً مع المسافة وطردياً مع الشحنة ..

ثانياً / الرابطة التساهمية Covalent Bond

وهي نوع من أنواع الروابط التي تنشأ بين الذرات ولكن لايحدث فيها انتقال للإلكترونات من ذرة إلى أخرى .. وإنما يحدث تداخل للأغلفة الخارجية للذرات المرتبطة كما في الشكل التالي ..



ثالثاً / الرابطة الفلزية Metallic Bond



الرابطة الفلزية هي احد انواع الروابط المهمة و التي عادة ما تتكون بين الفلز و نفسه

ولقد عرفنا سابقاً أن الرابطة الايونية يحدث فيها فقد من العنصر الفلزي لديه زيادة من الالكترونات و يود التخلص منها ليصل الى حالة استقرار الالكتروني و يعطيها الى عنصر لا فلزي يحتاج هذه الالكترونات المفقودة فيقوم باكتسابها

اما عن الرابطة الفلزية فان الفلز هنا يفقد عدد من الالكترونات و لكن لا تكتسب هذه الالكترونات من قبل اي مادة اخرى و انما تبقي حرة تسبح في سحابة تسمى الشبكة الفلزية

و بالتالي يكون في الشبكة الفلزية الفلز الذي فقد و تكونت عليه شحنة موجبة نتيجة لذلك و ايضا الالكترونات الحرة السالبة الشحنة .. و بما ان لدينا شحنات سالبة و موجبة فيحدث بذلك التجاذب بينهما ويكونان معا الرابطة الفلزية

رابعاً / رابطة فاندرفالز Vander Waals Bond ...

تحدث في بعض الجزيئات المتعادلة ... وهي رابطة ضعيفة جداً تنشأ من وجود آثار للشحنات الموجبة على أحد الأطراف وبقايا آثار من الشحنات السالبة في الطرف الآخر كما في الشكل التالي ..


خامساً / الرابطة الهيدروجينية Hydrogen Bond ...

وهي رابطة ضعيفة ( ولكنها أقوى من رابطة فاندفالز ) تنشأ عند اتحاد أيون الهيدروجين الموجب مع أيون سالب كما في الشكل التالي ..