الباب الثاني — بنية الذرة

مقدمة

بعد دراستك لهذا الباب ينبغي أن تكون قادرًا على أن←تتعرف نموذجي طومسون ورذرفورد؛

وتحدد أسباب قصور النموذج الذري لبور؛

وتفسر أهم التعديلات التي أدخلتها النظرية الحديثة؛

وتعرّف السحابة الإلكترونية والأوربيتال؛

وتحدد أعداد الكم الأربعة للإلكترون في الذرة؛

وتربط بين رقم المستوى الرئيسي والمستويات الفرعية والأوربيتالات؛
وتوزّع إلكترونات الذرة وفقًا لمبدأ البناء التصاعدي وقاعدة هوند ومبدأ الاستبعاد لباولي؛
وتقدّر جهود العلماء في التعرف على بنية الذرة.
دروس هذا الباب:

وجه المقارنة	الفكرة الأساسية	كلمات مفتاحية
النماذج الذرية الأولى	طومسون ورذرفورد	طومسونورذرفورد
•	طيف الانبعاث الذري ونموذج بور	الانبعاثالذريونموذج
النظرية الحديثة للذرة	الطبيعة المزدوجة ومبدأ عدم التأكد والنظرية الميكانيكية الموجية	الطبيعةالمزدوجةومبدأالتأكد
•	أعداد الكم	أعدادالكم
توزيع الإلكترونات في الذرة	باولي والبناء التصاعدي وهوند	باوليوالبناءالتصاعديوهوند

🌳 شجرة المفاهيم

الباب الثاني — بنية الذرة

├── الدرس الأول←النماذج الذرية الأولى — طومسون ورذرفورد

├── 1-1 نموذج ذرة طومسون (1897)

├── 1-2 تجربة رذرفورد (صفيحة الذهب)

├── 1-3 فروض نموذج ذرة رذرفورد (1911)

├── 2-1 طيف الانبعاث الخطي للذرات

├── 2-2 نموذج ذرة بور (1913)

├── 2-3 تفسير طيف الهيدروجين

├── 2-4 نجاح نموذج بور

├── 2-5 قصور النموذج الذري لبور

├── الدرس الثالث←النظرية الحديثة للذرة

├── 3-1 الطبيعة المزدوجة للإلكترون (Dual Nature)

├── 3-2 مبدأ عدم التأكد لهايزنبرج (Uncertainty Principle)
├── 3-3 النظرية الميكانيكية الموجية (شرودنجر ، 1926)

├── 3-4 السحابة الإلكترونية والأوربيتال

├── الدرس الرابع←أعداد الكم

├── 4-1 عدد الكم الرئيسي (n)

├── 4-2 عدد الكم الثانوي (ℓ)

├── 4-3 عدد الكم المغناطيسي (mℓ)

├── 4-4 عدد الكم المغزلي (ms)

├── 4-5 العلاقة بين رقم المستوى الرئيسي والمستويات الفرعية والأوربيتالات
├── الدرس الخامس توزيع الإلكترونات في الذرة

├── 5-1 مبدأ باولي للاستبعاد

├── 5-2 مبدأ البناء التصاعدي (Aufbau)

├── 5-3 قاعدة هوند

├── 5-4 خلاصة←قائمة مراجعة القواعد

الباب الثاني — بنية الذرة · 1 / 27

الدرس الأول: النماذج الذرية الأولى — طومسون ورذرفورد

تعددت محاولات العلماء للتعرف على تركيب الذرة، وأهم مراحلها (1) نموذج ذرة طومسون، (2) نموذج ذرة رذرفورد، (3) نموذج ذرة بور، (4) أسس النظرية الذرية الحديثة.
وكل نموذج فسّر الحقائق المعروفة في زمنه، ثم عُدِّل أو استُبدل حين كشفت تجارب جديدة عن حقائق عجز عن تفسيرها.
وهكذا تنمو المعرفة العلمية.

الباب الثاني — بنية الذرة · 2 / 27

نموذج ذرة طومسون (1897)

بعد اكتشاف الإلكترون استنتج طومسون سنة 1897 أن الذرة عبارة عن كرة مصمتة (غير مجوفة) متجانسة من الشحنات الموجبة، تتناثر بداخلها الإلكترونات السالبة كما تتناثر البذور في ثمرة البطيخ (ويُسمّى أحيانًا نموذج «بودنج البرقوق»).
ومجموع الشحنات السالبة للإلكترونات يساوي الشحنة الموجبة للكرة، ولذلك فالذرة في مجملها متعادلة كهربيًا.
خصائص هذا النموذج:

الشحنة الموجبة موزعة بانتظام على كل حجم الذرة؛

الإلكترونات متناثرة داخل الكرة الموجبة؛

الذرة مصمتة ليس فيها فراغ.

فسّر نموذج طومسون تعادل الذرة، لكنه لم يوضح كيف تتوزع الشحنة الموجبة والكتلة داخل الذرة.
وجاءت تجربة استخدمت فيها جسيمات ألفا لتختبره فأثبتت خطأه.

الباب الثاني — بنية الذرة · 3 / 27

تجربة رذرفورد (صفيحة الذهب)

أجرى الباحثان جيجر ومارسدن
بناءً على اقتراح رذرفورد
التجربة الشهيرة باستخدام الجهاز التالي:

مصدر لـ جسيمات ألفا (نواة ذرة الهيليوم ⁴₂He²⁺ موجبة الشحنة) موضوع داخل صندوق من الرصاص به فتحة ضيقة لتخرج حزمة رفيعة؛
صفيحة رقيقة جدًا من الذهب تعترض مسار الحزمة؛
لوح دائري مبطَّن بطبقة من كبريتيد الخارصين يعطي وميضًا ضوئيًا صغيرًا عند اصطدام جسيم ألفا به.
خطوات التجربة:

في غياب صفيحة الذهب تصل الحزمة إلى اللوح عند موضع واحد، وقد سجّل رذرفورد موضع الومضات وعددها من شدتها.
ثم وُضعت صفيحة الذهب الرقيقة في مسار الحزمة، ورُصدت الومضات حول الصفيحة.

المشاهدات والاستنتاج المناظر لكل منها:

المشاهدة	الاستنتاج
معظم جسيمات ألفا نفذت مستقيمة من الصفيحة وظهر أثرها في الموضع الأول نفسه.	معظم الذرة فراغ وليست كرة مصمتة كما صورها طومسون.
نسبة قليلة جدًا من الجسيمات (واحد من آلاف) ارتدت في عكس مسارها.	يوجد بالذرة جزء كثافته كبيرة جدًا ويشغل حيزًا صغيرًا جدًا هو نواة الذرة.
ظهرت بعض الومضات على جانبي الموضع الأول (انحراف بعض الجسيمات).	شحنة هذا الجزء الكثيف الذي تتركز فيه كتلة الذرة موجبة مثل جسيمات ألفا، لذا تنافرت معه.

تشبيه مفيد←لو أطلقنا رصاصات على ستارة رقيقة تتدلى فيها كرات صغيرة من الصلب، لمرّت معظم الرصاصات، أما الرصاصة التي تصطدم بإحدى الكرات فترتد أو تنحرف.

✍️ أمثلة محلولة

مثال محلول (1-1): تفسير نتيجة. عند تكرار التجربة نفذ 99% من الجسيمات دون أن يتأثر.
ماذا يعني ذلك؟
بما أن الغالبية العظمى لم تتأثر فإن الحجم الذي تشغله النواة صغير جدًا بالنسبة لحجم الذرة، والذرة في معظمها فراغ.
مثال محلول (1-2): لماذا ترتد بعض جسيمات ألفا؟ جسيم ألفا موجب الشحنة وكتلته تعادل نحو 7000 مرة كتلة الإلكترون، فلا تستطيع الإلكترونات أن تردّه.
وحده جسم ثقيل موجب الشحنة مركَّز (النواة) يتنافر معه فيعكس مساره.
إذن الارتداد دليل على وجود نواة موجبة كثيفة تحمل معظم الكتلة.
مثال محلول (1-3): لو كان طومسون على صواب. لو كانت الذرة كرة موجبة منتظمة لتوزعت الشحنة ولم يحدث تنافر قوي عند أي نقطة، ولنفذت كل جسيمات ألفا مع انحراف طفيف، ولما حدث ارتداد إلى الخلف أبدًا.
بهذا دحضت التجربة نموذج طومسون.

الباب الثاني — بنية الذرة · 4 / 27

فروض نموذج ذرة رذرفورد (1911)

من هذه التجربة وتجارب أخرى لعلماء آخرين وضع رذرفورد سنة 1911 النموذج التالي:

وجه المقارنة	الفكرة الأساسية	مثال	كلمات مفتاحية
الذرة		الشمس) تدور حولها الإلكترونات (مثل الكواكب)	صغرهاالمتناهيمعقدةالتركيب
النواة	أصغر كثيرًا من الذرة وتوجد مسافة شاسعة بين النواة وبين مدارات الإلكترونات (أي أن الذرة ليست مصمتة). تتركز في النواة الشحنة الموجبة ومعظم كتلة الذرة	—	أصغركثيرالذرةوتوجد
الإلكترونات	كتلتها ضئيلة جدًا إذا قورنت بكتلة النواة الشحنة السالبة لجميع الإلكترونات في الذرة تساوي الشحنة الموجبة على نواتها (أي أن الذرة متعادلة كهربيًا) تدور حول النواة بسرعة كبيرة في مدارات خاصة ورغم قوى الجذب المتبادلة بينها وبين النواة فإن قوى الجذب تتعادل مع قوى أخرى مساوية لها في المقدار ومضادة لها في الاتجاه وهي قوى الطرد المركزي فلا يسقط الإلكترون في النواة	—	كتلتهاضئيلةقورنتبكتلة

القصور لم توضح نظرية رذرفورد النظام الذي تدور فيه الإلكترونات حول النواة، ولم تفسر الأطياف الخطية للعناصر.
وقد عالج بور جزءًا من ذلك.
جدول تلخيصي

النموذج	السنة	الفكرة	الدليل / القصور
طومسون	1897	كرة موجبة مصمتة تتناثر فيها الإلكترونات	دحضته تجربة صفيحة الذهب
رذرفورد	1911	نواة صغيرة كثيفة موجبة والإلكترونات تدور في فراغ	لم يوضح ترتيب الإلكترونات ولم يفسر الأطياف

الباب الثاني — بنية الذرة · 5 / 27

طيف الانبعاث الخطي للذرات

عند تسخين ذرات عنصر نقي في الحالة الغازية أو البخارية إلى درجات حرارة مرتفعة، أو تعريضها لضغط منخفض في أنبوب التفريغ الكهربي، ينبعث منها إشعاع.
وعند فحص هذا الإشعاع بجهاز المطياف (يتكون من شق وموشور ولوح فوتوغرافي) لا يظهر طيفًا متصلًا كقوس المطر، وإنما يظهر على هيئة عدد صغير محدد من الخطوط الملونة، لكل منها طول موجي وتردد خاصان به، وتفصل بينها مساحات معتمة؛
يصف النص المرافق للشكل طيف الانبعاث الخطي، إذ تُسخَّن ذرات عنصر غازي فتنبعث منها أشعة تُحلَّل بالمطياف فتظهر خطوط ملونة منفصلة تفصل بينها مساحات معتمة. ولأن لكل عنصر مجموعة خطوط مميزة، فإن الطيف الخطي خاصية أساسية يُعرف بها العنصر، كما في تحليل ضوء النجوم.
لذا يُسمّى طيف الانبعاث الخطي (الطيف الخطي) Line Spectrum.

طيف الانبعاث الخطي للهيدروجين : خطوط منفصلة تفصل بينها مساحات معتمة ، وكل خط ينتج عن هبوط الإلكترون إلى المستوى n = 2.

ووجد بالتجربة أن الطيف الخطي لأي عنصر خاصية أساسية ومميزة له، فلا يوجد عنصران لهما نفس الطيف الخطي، تمامًا كبصمة الإصبع.
ولهذا تُستخدم الأطياف في التعرف على العناصر (مثلًا في النجوم وفي اختبار اللهب).
ويتكون الطيف المرئي للهيدروجين (أنبوبة تفريغ بها غاز H₂ تحت ضغط منخفض) من أربعة خطوط ملونة: بنفسجي (410 nm) وأزرق (434 nm) وأخضر (486 nm) وأحمر (656 nm).
شكل 2 📈 طيف الانبعاث الخطي للهيدروجين : خطوط منفصلة تفصل بينها مساحات معتمة ، وكل خط ينتج عن هبوط الإلكترون إلى المستوى n = 2 .
يعرض الشكل الخطوط المرئية للهيدروجين، وهي البنفسجي 410 nm والأزرق 434 nm والأخضر 486 nm والأحمر 656 nm، وتفصل بينها مساحات معتمة.
وتنشأ كل منها من هبوط الإلكترون من مستوى أعلى إلى المستوى n = 2، فيُطلق فوتونًا طاقته تساوي فرق الطاقة بين المستويين.

الباب الثاني — بنية الذرة · 6 / 27

نموذج ذرة بور (1913)

فسّر العالم الدنماركي نيلز بور سنة 1913 طيف الهيدروجين، ونال جائزة نوبل في الفيزياء سنة 1922.
استخدم بور ثلاثة من فروض رذرفورد (1) توجد في مركز الذرة نواة موجبة الشحنة؛
(2) عدد الإلكترونات السالبة يساوي عدد الشحنات الموجبة التي تحملها النواة؛
(3) أثناء دوران الإلكترون حول النواة تنشأ قوة طاردة مركزية تتعادل مع قوة جذب النواة للإلكترون.
ثم أضاف إليها الفروض الآتية:

تتحرك الإلكترونات حركة سريعة حول النواة دون أن تفقد أو تكتسب أي قدر من الطاقة ما دامت في مستوى الطاقة نفسه.
تدور الإلكترونات حول النواة في عدد من مستويات الطاقة المحددة والثابتة، وتُعتبر الفراغات الموجودة بين هذه المستويات منطقة محرَّمة تمامًا لدوران الإلكترونات.
للإلكترون أثناء حركته حول النواة طاقة معينة تتوقف على بعد مستوى طاقته عن النواة، وتتزايد طاقة المستوى كلما زاد نصف قطره. ويُعبَّر عن طاقة كل مستوى بعدد صحيح يُسمّى عدد الكم الرئيسي n (1 ، 2 ، 3 ، …).
يبقى الإلكترون في أقل مستويات الطاقة المتاحة في الحالة المستقرة، ولكن إذا اكتسب قدرًا معينًا من الطاقة يُسمّى كوانتم (كم) بالتسخين أو التفريغ الكهربي تصبح الذرة مثارة وينتقل الإلكترون مؤقتًا إلى مستوى طاقة أعلى يتوقف على مقدار الكم المكتسب. وهذه الحالة غير مستقرة، فلا يلبث الإلكترون أن يعود إلى مستواه الأصلي ويفقد نفس الكم من الطاقة على هيئة إشعاع ضوئي له طول موجي وتردد مميز، فينتج خطًا طيفيًا مميزًا.
تمتص كثير من الذرات كمّات مختلفة من الطاقة في نفس الوقت الذي تُشِع فيه كثير من الذرات كمّات أخرى، ونتيجة لذلك تنتج خطوط طيفية تدل على مستويات الطاقة التي تنتقل منها الإلكترونات وإليها، وهذا يفسر خطوط الطيف لذرة الهيدروجين.

الكم (الكوانتم)←هو مقدار الطاقة المكتسبة أو المنطلقة عندما ينتقل إلكترون من مستوى طاقة إلى آخر.

الباب الثاني — بنية الذرة · 7 / 27

تفسير طيف الهيدروجين

تظهر خطوط الطيف المرئي للهيدروجين عند عودة الإلكترون المثار من مستوى طاقة أعلى (n = 3 أو 4 أو 5 أو 6) إلى مستوى الطاقة الثاني (n = 2): الانتقال 3 ← 2 يعطي الخط الأحمر (656 nm) ؛ 4 ← 2 الأخضر (486 nm) ؛ 5 ← 2 الأزرق (434 nm) ؛ 6 ← 2 البنفسجي (410 nm).
أما عند عودة الإلكترون المثار إلى مستوى الطاقة الأول (n = 1) فتكون الطاقة المنطلقة أكبر ويقع الطيف في منطقة الأشعة فوق البنفسجية غير المرئية.
وعند العودة إلى المستوى الثالث (n = 3) فصاعدًا تظهر خطوط في منطقة الأشعة تحت الحمراء غير المرئية أيضًا.
من الملاحظات المهمة على حسابات بور:

أوضحت حسابات بور لأنصاف أقطار مستويات الطاقة ومقدار طاقة كل مستوى أن الفرق في الطاقة بينها ليس متساويًا؛ فهو يقل كلما بعدنا عن النواة. وعلى ذلك فالكم من الطاقة اللازم لنقل الإلكترون بين مستويات الطاقة المختلفة ليس متساويًا، ويعطي كل انتقال خطًا مختلفًا.
الإلكترون لا يستقر أبدًا في أية مسافة بين مستويات الطاقة، وإنما يقفز قفزات محددة هي أماكن مستويات الطاقة.
كلما كبر فرق الطاقة قصر الطول الموجي (وزاد التردد) للضوء المنبعث، فالانتقال 6 ← 2 (بنفسجي) فرق الطاقة فيه أكبر من الانتقال 3 ← 2 (أحمر).

✍️ أمثلة محلولة

مثال محلول (2-1). أي انتقال في ذرة الهيدروجين يعطي أعلى طاقة بين الخطوط المرئية الأربعة؟
الخط البنفسجي (410 nm) لأنه الأقصر طولًا موجيًا، وينشأ من هبوط الإلكترون من n = 6 إلى n = 2.
أما الخط الأحمر (3 ← 2 ، 656 nm) فأقلها طاقة.
مثال محلول (2-2). فسّر لماذا يعطي الهيدروجين المسخَّن بشدة عدة خطوط رغم وجود إلكترون واحد في الذرة.

لأن العينة تحتوي على عدد هائل من الذرات؛

تثار إلكترونات ذراتها إلى مستويات مختلفة وتعود بمسارات مختلفة، فتظهر جميع الانتقالات الممكنة في الوقت نفسه.
مثال محلول (2-3). أُثير إلكترون الهيدروجين من n = 1 إلى n = 3 ثم عاد مباشرة إلى n = 1.
ما نوع الإشعاع المنبعث؟
فوق بنفسجي لأن المستوى النهائي هو n = 1.

تتقارب مستويات الطاقة كلما ابتعدنا عن النواة. الهبوط إلى n = 1 ينتج أشعة فوق بنفسجية (ليمان) والهبوط إلى n = 2 ينتج ضوءًا مرئيًا (بالمر).

شكل 3 📈 تتقارب مستويات الطاقة كلما ابتعدنا عن النواة. الهبوط إلى n = 1 ينتج أشعة فوق بنفسجية (ليمان) والهبوط إلى n = 2 ينتج ضوءًا مرئيًا (بالمر).
يوضح هذا الشكل 📈 تتقارب مستويات الطاقة كلما ابتعدنا عن النواة.
الهبوط إلى n = 1 ينتج أشعة فوق بنفسجية (ليمان) والهبوط إلى n = 2 ينتج ضوءًا مرئيًا (بالمر). ضمن فقرة «2-3 تفسير طيف الهيدروجين».

الباب الثاني — بنية الذرة · 8 / 27

نجاح نموذج بور

نجح النموذج الذري الذي وضعه بور إلى حد بعيد في:

(أ) تفسير الطيف الخطي لذرة الهيدروجين تفسيرًا صحيحًا.
(ب) أنه أدخل فكرة الكم في تحديد طاقة الإلكترونات في مستويات الطاقة المختلفة لأول مرة.
يمكن بنموذج بور حساب طاقة مستويات ذرة الهيدروجين بالعلاقة En = -13.6 / n2 eV، وعند انتقال الإلكترون من مستوى أعلى إلى أدنى تنبعث طاقة تساوي الفرق بين المستويين.
فمثلاً الانتقال من المستوى الرابع إلى الأول ينتج فوتوناً طاقته 12.75 eV.
وتُنسب الخطوط إلى مجموعات حسب المستوى الذي ينتهي عنده الانتقال، فمجموعة ليمان للعودة إلى المستوى الأول ومجموعة بالمر للعودة إلى المستوى الثاني.

الباب الثاني — بنية الذرة · 9 / 27

قصور النموذج الذري لبور

رغم الجهود العظيمة التي بذلها بور لوضع تصور للنموذج الذري، لم تتوافق الحسابات الكمية لنظريته مع نتائج تجريبية كثيرة.
ومن أهم عيوبها:

انصبّ النموذج أساسًا على ذرة الهيدروجين وهي أبسط نظام إلكتروني؛ فقد فسّر بنجاح خطوط طيف الهيدروجين فقط، وفشل في تفسير طيف أي عنصر آخر حتى ذرة الهيليوم التي بها إلكترونان فقط.
اعتبر الإلكترون مجرد جسيم مادي سالب، ولم يأخذ في الاعتبار أن له أيضًا خواصًا موجية.
افترض أنه يمكن تعيين كل من مكان الإلكترون وسرعته بدقة تامة في نفس الوقت، والواقع أن هذا مستحيل عمليًا (هايزنبرج).
بيّنت معادلات بور أن الإلكترون يتحرك في نظام دائري مستوٍ، أي أن ذرة الهيدروجين مسطحة، وقد ثبت بعد ذلك أن للذرة ثلاثة اتجاهات فراغية.

كانت هذه أسبابًا كافية لإدراك قصور نظرية بور
مما حدا بالعلماء إلى تكملة المسيرة بغرض التوصل إلى معرفة التركيب الذري كما هو في الحقيقة.

الباب الثاني — بنية الذرة · 10 / 27

الدرس الثالث: النظرية الحديثة للذرة

وجه المقارنة	الفكرة الأساسية	كلمات مفتاحية
•	قامت النظرية الحديثة في تركيب الذرة على تعديلات أساسية في نموذج بور وأهمها: (أ) الطبيعة المزدوجة للإلكترون (ب) مبدأ عدم التأكد لهايزنبرج (ج) النظرية الميكانيكية الموجية للذرة (شرودنجر)	قامتالنظريةالحديثةتركيب
الطبيعة المزدوجة للإلكترون	كان يُعتقد أن الإلكترون جسيم مادي صغير سالب الشحنة إلا أن التجارب أثبتت أن له طبيعة مزدوجة فهو جسيم مادي يمتلك في الوقت نفسه خواص موجية	عتقدالإلكترونجسيممادي
مبدأ عدم التأكد لهايزنبرج	يستحيل عمليًا تحديد مكان الإلكترون وسرعته معًا بدقة في اللحظة نفسها لذلك يكون وصف مكانه بلغة الاحتمالات هو الأقرب إلى الصواب	يستحيلعمليتحديدمكان
النظرية الميكانيكية الموجية للذرة (شرودنجر، 1926)	وضع شرودنجر المعادلة الموجية التي تطبق على حركة الإلكترون في الذرة ومن حلها أمكن تحديد مستويات الطاقة المسموح بها للإلكترونات والمنطقة حول النواة التي تزداد فيها احتمالية وجود الإلكترون في كل مستوى طاقة	المعادلةتطبقحركةالإلكترون

الباب الثاني — بنية الذرة · 11 / 27

الطبيعة المزدوجة للإلكترون (Dual Nature)

اعتبرت النظريات السابقة أن الإلكترون مجرد جسيم صغير سالب الشحنة.
ولكن أثبتت التجارب أن للإلكترون طبيعة مزدوجة، بمعنى أنه جسيم مادي له أيضًا خواص موجية.
(فمثلًا تُظهر حزم الإلكترونات ظاهرة الحيود كما يحدث للضوء.)
وقد اقترح دي برولي أن للجسيمات المادية المتحركة موجة مصاحبة لحركتها طولها الموجي λ = h / (m × v)، حيث m كتلة الجسيم و v سرعته.
وبذلك يكون للإلكترون خواص جسيمية وخواص موجية في آن واحد.
وتُستغل هذه الخاصية في المجهر الإلكتروني، فكلما زادت سرعة الإلكترونات قصر طولها الموجي المصاحب، فيمكن رؤية تفاصيل أدق بكثير مما يُرى بالضوء المرئي.

الباب الثاني — بنية الذرة · 12 / 27

مبدأ عدم التأكد لهايزنبرج (Uncertainty Principle)

افترضت نظرية بور أنه يمكن تحديد مكان الإلكترون وسرعته معًا بكل دقة في نفس الوقت.
وقد توصل هايزنبرج باستخدام ميكانيكا الكم إلى مبدأ مهم هو أن تحديد مكان الإلكترون وسرعته معًا في وقت واحد مستحيل عمليًا، وإنما يمكننا أن نقول إنه من المحتمل بقدر كبير أو صغير وجود الإلكترون في هذا المكان أو ذاك.
أي أن التحدث بلغة الاحتمالات هو الأقرب إلى الصواب.

والسبب أننا لكي «نرى» الإلكترون يجب أن نُسقِط عليه إشعاعًا، وهذا الإشعاع يغيّر موضعه أو سرعته.
وكتلة الإلكترون الضئيلة تجعل هذا التأثير كبيرًا.

الباب الثاني — بنية الذرة · 13 / 27

النظرية الميكانيكية الموجية (شرودنجر ، 1926 )

تمكن العالم النمساوي شرودنجر سنة 1926 من تأسيس النظرية الميكانيكية الموجية للذرة ومن وضع المعادلة الموجية التي يمكن تطبيقها على حركة الإلكترون في الذرة.
وبحلها يمكن إيجاد مستويات الطاقة المسموح بها، ويمكن تحديد المنطقة حول النواة التي يزيد فيها احتمال تواجد الإلكترونات في كل مستوى طاقة.
وبهذا تغيّر مفهومنا لحركة الإلكترونات حول النواة؛
فبعد أن كنا نعرف أن الإلكترونات تسير في مدارات محددة ثابتة تُعدّ المناطق التي بينها محرَّمة، أصبحنا نتحدث عن مناطق احتمال حول النواة.

الباب الثاني — بنية الذرة · 14 / 27

السحابة الإلكترونية والأوربيتال

السحابة الإلكترونية (Electron Cloud) مفهوم يعبر عن المنطقة من الفراغ المحيطة بالنواة والتي يُحتمل وجود الإلكترون فيها من كل الاتجاهات والأبعاد. وتكون السحابة أكثر كثافةً حيث يزداد الاحتمال.
شكل 4: السحابة_الإلكترونية_والاحتمال

يُظهر الشكل السحابة الإلكترونية، وهي المنطقة المحيطة بالنواة التي يزداد فيها احتمال وجود الإلكترون، فتكون أكثر كثافة حيث يزداد الاحتمال. وتتكون داخلها مناطق تُسمى الأوربيتالات، ويُوصف كل إلكترون فيها بأعداد الكم الأربعة الناتجة عن الحل الرياضي لمعادلة شرودنجر.
يوجد داخل السحابة الإلكترونية مناطق يزداد احتمال تواجد الإلكترون فيها، يُطلق على كل منها مصطلح الأوربيتال (Orbital).
وقد أعطى الحل الرياضي للمعادلة الموجية لشرودنجر أربعة أعداد سُمّيت أعداد الكم، تصف كل إلكترون في الذرات عديدة الإلكترونات.

✍️ أمثلة محلولة

مثال محلول (3-1). لماذا لم يعد مقبولًا تصور «إلكترون يدور في دائرة كالكوكب»؟
لأننا لا نستطيع معرفة مكانه وسرعته معًا (هايزنبرج)، وإنما نعطي خريطة احتمالية هي الأوربيتال.
فحلّت الأوربيتالات محل المدارات (المسارات الثابتة).
مثال محلول (3-2). قارن بين المدار والأوربيتال.
المدار (بور) مسار دائري محدد على بعد ثابت من النواة ويقع في مستوى واحد.
أما الأوربيتال (الميكانيكا الموجية) فهو منطقة ثلاثية الأبعاد حول النواة يزيد فيها احتمال وجود الإلكترون ولها شكل مميز.
مثال محلول (3-3). اربط كل عالم بفكرته: طومسون — كرة موجبة تتناثر فيها الإلكترونات؛

رذرفورد — النواة؛

بور — مستويات الطاقة المكمَّاة؛

هايزنبرج — مبدأ عدم التأكد؛

شرودنجر — المعادلة الموجية والأوربيتالات.

الباب الثاني — بنية الذرة · 15 / 27

الدرس الرابع: أعداد الكم

يلزم لتحديد طاقة الإلكترون في الذرات عديدة الإلكترونات معرفة قيم أعداد الكم التي تصفه
وعددها أربعة:

عدد الكم	الرمز	ما يصفه
الرئيسي	n	بُعد الإلكترون عن النواة (مستوى الطاقة الرئيسي)
الثانوي	ℓ	أشكال السحابة الإلكترونية للمستويات الفرعية (المستويات الفرعية)
المغناطيسي	mℓ	أشكال الأوربيتالات واتجاهاتها الفراغية وعددها
المغزلي	m_s	الحركة المغزلية للإلكترون حول محوره

الباب الثاني — بنية الذرة · 16 / 27

عدد الكم الرئيسي (n)

سبق أن استخدمه بور في تفسير طيف ذرة الهيدروجين. وهو:

يحدد رتبة مستويات الطاقة الرئيسية (الأغلفة الإلكترونية) وعددها: في أثقل الذرات المعروفة وهي في الحالة المستقرة تساوي سبعة (n = 1 إلى 7 : K و L و M و N و O و P و Q).
يحدد أقصى عدد من الإلكترونات يتشبع به مستوى الطاقة = 2n² (ضعف مربع رقم الغلاف):
- الغلاف الأول (K) يتشبع بـ 2(1)² = 2 إلكترون؛
- الغلاف الثاني (L) يتشبع بـ 2(2)² = 8 إلكترونات؛
- الغلاف الثالث (M) يتشبع بـ 2(3)² = 18 إلكترونًا؛
- الغلاف الرابع (N) يتشبع بـ 2(4)² = 32 إلكترونًا.

ولا ينطبق هذا القانون على المستويات الأعلى من المستوى الرابع لأن الذرة تصبح غير مستقرة إذا زاد عدد إلكترونات أي مستوى عن 32 إلكترونًا.
وعدد الكم الرئيسي دائمًا عدد صحيح موجب (1 ، 2 ، 3 ، …) ولا يأخذ القيمة صفر أو قيمًا غير صحيحة.
وكلما زادت قيمة n كان الغلاف أكبر وأعلى طاقة.

الباب الثاني — بنية الذرة · 17 / 27

عدد الكم الثانوي (ℓ)

ينقسم كل مستوى رئيسي إلى مستويات فرعية تتحدد طاقتها بعدد الكم الثانوي ℓ.

عدد المستويات الفرعية في المستوى الرئيسي يساوي رقمه n.
تأخذ ℓ القيم من صفر إلى (n − 1).
وتأخذ المستويات الفرعية الرموز s و p و d و f :

ℓ	0	1	2	3
المستوى الفرعي	s	p	d	f

فالمستوى الأول به 1s فقط؛

والثاني به 2s و 2p ؛

والثالث به 3s و 3p و 3d ؛

والرابع به 4s و 4p و 4d و 4f.
وتختلف المستويات الفرعية لنفس المستوى الرئيسي عن بعضها في الطاقة اختلافًا بسيطًا، ويمكن ترتيبها حسب طاقتها: f > d > p > s.

الباب الثاني — بنية الذرة · 18 / 27

عدد الكم المغناطيسي ( m ℓ)

يحدد عدد الأوربيتالات التي يحتويها مستوى فرعي معين واتجاهاتها الفراغية.
قيمه أعداد صحيحة من (−ℓ) إلى (+ℓ) بما فيها الصفر. ولذلك فعدد الأوربيتالات في المستوى الفرعي = (2ℓ + 1).

n	ℓ	المستوى الفرعي	قيم mℓ	عدد الأوربيتالات
1	0	1s	0	1
2	0	2s	0	1
2	1	2p	−1 ، 0 ، +1	3
3	0	3s	0	1
3	1	3p	−1 ، 0 ، +1	3
3	2	3d	−2 ، −1 ، 0 ، +1 ، +2	5
4	0 ، 1 ، 2 ، 3	4s ، 4p ، 4d ، 4f	وللمستوى 4f : من −3 إلى +3	1 ، 3 ، 5 ، 7

الأشكال:

أوربيتال s له شكل كروي متماثل حول النواة.
المستوى الفرعي p عبارة عن ثلاثة أوربيتالات تتخذ محاورها الاتجاهات الفراغية الثلاثة x و y و z ويُرمز لها p_x و p_y و p_z وهي متعامدة. ويأخذ كل منها شكل الدمبل (فصّان يلتقيان عند النواة حيث تنعدم الكثافة الإلكترونية).
المستوى الفرعي d عبارة عن 5 أوربيتالات، والمستوى الفرعي f عبارة عن 7 أوربيتالات.

الباب الثاني — بنية الذرة · 19 / 27

عدد الكم المغزلي (m s )

لا يتسع أي أوربيتال لأكثر من إلكترونين يدور كل منهما حول محوره أثناء دورانه حول النواة (ويمكن تخيل ذلك بدوران الأرض حول نفسها أثناء دورانها حول الشمس).
ومع أن إلكتروني الأوربيتال الواحد يحملان نفس الشحنة السالبة فقد يتبادر إلى الذهن أنهما يتنافران، لكن ما يحدث فعلًا أن دوران الإلكترون حول محوره في اتجاه معين يكوّن له مجالًا مغناطيسيًا يعاكس اتجاه المجال الناشئ عن دوران الإلكترون الآخر، ويقال أن الإلكترونين في حالة ازدواج (↑↓).
يحدد عدد الكم المغزلي نوعية الحركة المغزلية فقد يتخذ الإلكترون اتجاه عقارب الساعة (↑) وتكون ms = +½ ، أو عكس عقارب الساعة (↓) وتكون ms = –½.

الباب الثاني — بنية الذرة · 20 / 27

العلاقة بين رقم المستوى الرئيسي والمستويات الفرعية والأوربيتالات

وجه المقارنة	الفكرة الأساسية	كلمات مفتاحية
•	عدد المستويات الفرعية = رقم المستوى الرئيسي n (المستوى الأول له مستوى فرعي واحد والثاني له مستويان فرعيان …)	المستوياتالفرعيةالمستوىالرئيسي
عدد الأوربيتالات في المستوى الرئيسي = n² (المستوى الثاني	2s + 2px و 2py و 2pz = 4 أوربيتالات والثالث: 1 + 3 + 5 = 9)	والثالث
عدد الأوربيتالات في المستوى الفرعي = (2ℓ + 1)	فالمستوى الفرعي p (ℓ = 1) يحتوي 2(1) + 1 = 3 أوربيتالات	فالمستوىيحتوي
•	أقصى عدد من الإلكترونات يتسع له المستوى الرئيسي = 2n² (ضعف عدد الأوربيتالات)	أقصىالإلكتروناتيتسعالمستوى
أقصى عدد للإلكترونات في المستوى الفرعي = 2(2ℓ + 1)	s ← 2 p ← 6 d ← 10 f ← 14. ولذلك يتشبع المستوى الفرعي p بستة إلكترونات والمستوى الفرعي d بعشرة	ولذلكيتشبعبستةوالمستوى

ملخص حتى المستوى الرابع:

المستوى	n	المستويات الفرعية	الأوربيتالات	أقصى عدد من الإلكترونات
K	1	1s	1	2
L	2	2s ، 2p	1 + 3 = 4	8
M	3	3s ، 3p ، 3d	1 + 3 + 5 = 9	18
N	4	4s ، 4p ، 4d ، 4f	1 + 3 + 5 + 7 = 16	32

✍️ أمثلة محلولة

وجه المقارنة	الفكرة الأساسية	كلمات مفتاحية
مثال محلول (4-1): القيم المسموح بها.	عندما n = 3 تكون ℓ = 0 2 (المستويات 3s و 3p و 3d)	عندماتكونالمستويات
•	وعندما ℓ = 2 تكون mℓ = −2 +2 (5 أوربيتالات)	وعندماتكونأوربيتالات
مثال محلول (4-2): عدّ كل شيء عندما n = 4.	عدد المستويات الفرعية: 4	المستوياتالفرعية
عدد الأوربيتالات	4² = 16
أقصى عدد من الإلكترونات	2 × 16 = 32
•	المستوى الفرعي f (ℓ = 3) تكون فيه mℓ من −3 إلى +3 (7 أوربيتالات تتسع لـ 14 إلكترونًا)	المستوىالفرعيتكونأوربيتالات
مثال محلول (4-3): فحص مجموعة أعداد كم.	n = 2 ، ℓ = 2 ، mℓ = 0 ، m_s = +½ : غير ممكنة، لأن ℓ يجب أن تكون أقل من n (أقصاها n – 1 = 1).	ممكنةتكونأقصاها
n = 3 ، ℓ = 1 ، mℓ = −1 ، ms = –½	ممكنة (إلكترون في المستوى 3p)	ممكنةإلكترونالمستوى
مثال محلول (4-4): تعيين المستوى الفرعي.	إلكترون عدد كمه الرئيسي n = 4 والثانوي ℓ = 3 فهو في المستوى الفرعي 4f الذي يتسع لـ 14 إلكترونًا	إلكترونالرئيسيوالثانوييتسع
مثال محلول (4-5): إيجاد الخطأ.	n = 2 ، ℓ = 1 ، mℓ = +2 ، m_s = +½ : يجب أن تكون mℓ بين −1 و +1 فالقيمة +2 غير مسموح بها (تحتاج إلى ℓ ≥ 2).	تكونفالقيمةمسموحتحتاج
مثال محلول (4-6): أعداد الكم للإلكترون الأخير.	نستخدم الاصطلاح التالي: تُملأ أوربيتالات p بالترتيب mℓ = −1 ، 0 ، +1 فرادى أولًا بـ m_s = +½ ثم يحدث الازدواج بـ m_s = –½ بالترتيب نفسه (قد تعكس بعض الكتب الترتيب؛	نستخدمالاصطلاحالتاليأوربيتالات
•	المهم الالتزام بقاعدة هوند باتساق)	المهمالالتزامبقاعدةهوند
البورون ₅B	1s² 2s² 2p¹. الإلكترون الأخير هو أول إلكترون في 2p : n = 2 ℓ = 1 mℓ = −1 ms = +½	الإلكترونالأخيرإلكترون
الفلور ₉F	1s² 2s² 2p⁵. الإلكترونات من الأول إلى الثالث في 2p تشغل mℓ = −1 +1 (كلها +½) والرابع يزدوج في mℓ = −1 (−½) والخامس يزدوج في mℓ = 0 (−½). إذن الإلكترون الأخير: n = 2 ℓ = 1 mℓ = 0 ms = –½	الإلكتروناتالأولالثالثتشغل
الصوديوم ₁₁Na	1s² 2s² 2p⁶ 3s¹. الإلكترون الأخير: n = 3 ℓ = 0 mℓ = 0 ms = +½	الإلكترونالأخير

الباب الثاني — بنية الذرة · 21 / 27

الدرس الخامس: توزيع الإلكترونات في الذرة

يحكم توزيع الإلكترونات على المستويات الفرعية والأوربيتالات ثلاث قواعد: مبدأ البناء التصاعدي، ومبدأ الاستبعاد لباولي، وقاعدة هوند.
يعرض الرسم ترتيب ملء المستويات الفرعية تصاعديًا بالطاقة، ويظهر أن 4s يقع أقل في الطاقة من 3d فيمتلئ قبله.
ويُملأ كل مستوى فرعي بعدد أقصى من الإلكترونات قدره 2 للمستوى s و6 للـ p و10 للـ d و14 للـ f، وذلك وفق مبدأ البناء التصاعدي.

الباب الثاني — بنية الذرة · 22 / 27

مبدأ باولي للاستبعاد

لا يتفق إلكترونان في ذرة واحدة في نفس أعداد الكم الأربعة.

ونتيجة ذلك أن الأوربيتال الواحد (نفس n و ℓ و mℓ) لا يتسع لأكثر من إلكترونين، ويجب أن يختلفا في m_s (+½ و −½).
مثال إلكترونا المستوى الفرعي 3s :

الإلكترون	n	ℓ	mℓ	m_s
الأول	3	0	0	+½
الثاني	3	0	0	−½

فهما متفقان في قيم n و ℓ و mℓ ومختلفان في قيمة عدد الكم المغزلي.

الباب الثاني — بنية الذرة · 23 / 27

مبدأ البناء التصاعدي (Aufbau)

يحتوي كل مستوى طاقة رئيسي على مستويات طاقة فرعية تختلف عن بعضها اختلافًا طفيفًا في الطاقة، لذا يكون الترتيب الحقيقي للطاقة في الذرة حسب ترتيب مستويات الطاقة الفرعية.
وينص مبدأ البناء التصاعدي على أنه لا بد أن تملأ الإلكترونات المستويات الفرعية ذات الطاقة المنخفضة أولًا ثم المستويات الفرعية ذات الطاقة الأعلى.
ترتيب المستويات الفرعية تصاعديًا في الطاقة:
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p < 7s < 5f < 6d < 7p

قاعدة مفيدة نقارن قيمة (n + ℓ) ؛
المستوى ذو القيمة الأقل طاقته أقل.
وعند تساوي قيمة (n + ℓ) لمستويين فرعيين يكون المستوى الأقل في قيمة n هو الأقل طاقة.

وجه المقارنة	الفكرة الأساسية	كلمات مفتاحية
s	4 + 0 = 4 3d : 3 + 2 = 5 ← يمتلئ 4s قبل 3d	يمتلئ
p	3 + 1 = 4 و 4s : 4 + 0 = 4 متساويان الأقل في n هو 3p فيكون 3p أقل طاقة من 4s	متساويانالأقلفيكونطاقة
•	4p (5) و 5s (5) متساويان الأقل في n هو 4p ← 4p &lt	متساويانالأقل

(وفي طريقة الأسهم المائلة نكتب المستويات في صفوف 1s ؛

s 2p ؛

s 3p 3d ؛

s 4p 4d 4f ؛

… ثم نتبع أسهمًا قطرية من أعلى اليمين إلى أسفل اليسار.)
s² ، p⁶ ، d¹⁰ ، f¹⁴.

✍️ أمثلة محلولة

وجه المقارنة	الفكرة الأساسية	كلمات مفتاحية
مثال محلول (5-1)	أمثلة الكتاب	أمثلةالكتاب
₁₁Na	1s² 2s² 2p⁶ 3s¹
₂₀Ca	1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s²
₃₀Zn	1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰	3d¹⁰
مثال محلول (5-2)	ذرات جديدة	ذراتجديدة
₁₇Cl	1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 (2 + 2 + 6 + 2 + 5 = 17)
₂₆Fe	1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶ (المجموع 26)	المجموع
₃₅Br	1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁵ (المجموع 35)	3d¹⁰المجموع
₁₀Ne	1s² 2s² 2p⁶ ₁₈Ar : … 3s² 3p⁶	₁₈Ar
مثال محلول (5-3): عدد المستويات المشغولة وإلكترونات التكافؤ.	الفوسفور ₁₅P : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³	الفوسفور

ثلاثة مستويات رئيسية مشغولة؛

ومستوى التكافؤ (n = 3) فيه 5 إلكترونات.

شكل 5: 📈 ترتيب الطاقة التصاعدي للمستويات الفرعية : يقع 4s أقل في الطاقة من 3d فيمتلئ قبله ، ويُملأ كل مستوى بعدد إلكترونات أقصاه 2 (s) و 6 (p) و 10 (d) و 14 (f) .

حالتان خاصتان.←استقرار المستوى الفرعي d نصف الممتلئ (d⁵) أو تام الامتلاء (d¹⁰) يجعل تركيب الكروم ₂₄Cr : [Ar] 4s¹ 3d⁵ والنحاس ₂₉Cu : [Ar] 4s¹ 3d¹⁰ (يعطي المستوى 4s إلكترونًا واحدًا لإكمال 3d⁵ أو 3d¹⁰)، وسنرى ذلك في بيانات الجدول الدوري في الباب التالي.

الباب الثاني — بنية الذرة · 24 / 27

قاعدة هوند

تنص قاعدة هوند على أنه لا يحدث ازدواج بين إلكترونين في مستوى فرعي معين إلا بعد أن تشغل الإلكترونات جميع أوربيتالات هذا المستوى فرادى (بنفس اتجاه الغزل).

والسبب أوربيتالات المستوى الفرعي الواحد متساوية في الطاقة.
فإذا وُضع إلكترونان في أوربيتال واحد تنافرا فزادت طاقة الذرة (رغم أن غزلهما متعاكس)، أما توزع الإلكترونات على أوربيتالات منفصلة بغزل متواز فيعطي الذرة أكبر قدر ممكن من الاستقرار.

وجه المقارنة	الفكرة الأساسية	كلمات مفتاحية
النيتروجين ₇N	1s² 2s² 2p³. الإلكترونات الثلاثة في 2p تشغل ثلاثة أوربيتالات مختلفة: 2px1 2py1 2pz1 (كلها بغزل متواز)	الإلكتروناتالثلاثةتشغلثلاثة
الأكسجين ₈O	2p⁴. تتوزع ثلاثة إلكترونات فرادى على px و py و pz أما الرابع فأمامه احتمالان: إما أن يدخل أحد الأوربيتالات السابقة ويزدوج مع إلكترون موجود فيها وإما أن يصعد إلى المستوى الفرعي التالي 3s ذي الطاقة الأعلى. ازدواج إلكترونين في أوربيتال أقل تكلفة في الطاقة من انتقال أحدهما إلى المستوى الأعلى فيزدوج: 2px2 2py1 2pz1	تتوزعثلاثةإلكتروناتفرادى
•	مخططات الأوربيتالات للمستوى الأخير	مخططاتالأوربيتالاتللمستوىالأخير

N2s [↑↓] ؛ 2p [↑][↑][↑]

O2s [↑↓] ؛ 2p [↑↓][↑][↑]

F2s [↑↓] ؛ 2p [↑↓][↑↓][↑]

Ne2s [↑↓] ؛ 2p [↑↓][↑↓][↑↓]

✍️ أمثلة محلولة

وجه المقارنة	الفكرة الأساسية	كلمات مفتاحية
مثال محلول (5-4): الإلكترونات المفردة.	الكربون ₆C : 1s² 2s² 2p_x¹ 2p_y¹ ← إلكترونان مفردان.	الكربون2px12py1إلكترونان
الأكسجين	إلكترونان مفردان (في 2py و 2pz)	إلكترونانمفردان
الفلور	إلكترون مفرد واحد	إلكترونمفردواحد
النيون	لا توجد	توجد
الفوسفور ₁₅P (3p³)	ثلاثة إلكترونات مفردة	ثلاثةإلكتروناتمفردة
مثال محلول (5-5): أي مخطط صحيح للأكسجين؟	يجب أن يُظهر 2p زوجًا واحدًا وإلكترونين مفردين بغزل متواز: [↑↓][↑][↑]	واحدوإلكترونينمفردينبغزل
•	أما مخطط [↑↓][↑↓][ ] (زوجان وأوربيتال فارغ) فيخالف قاعدة هوند	مخططزوجانوأوربيتالفارغ
مثال محلول (5-6): إيجاد العدد الذري.	ذرة توزيعها 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹	توزيعها
•	مجموع الإلكترونات 19 فالعدد الذري Z = 19 (البوتاسيوم)	مجموعالإلكتروناتفالعددالذري
وفي حالته المستقرة يكون الإلكترون الأخير	n = 4 ℓ = 0 mℓ = 0 ms = +½
مثال محلول (5-7): الأيونات.	عند كتابة توزيع الأيون الموجب نُزيل الإلكترونات من أعلى مستوى رئيسي (أكبر n) أولًا	كتابةتوزيعالموجبالإلكترونات
•	فتوزيع ₁₁Na⁺ هو 1s² 2s² 2p⁶ (أُزيل إلكترون 3s) وتوزيع ₁₇Cl⁻ هو 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ (أُضيف إلكترون إلى 3p) وكلاهما يشبه توزيع الغاز النبيل	فتوزيع₁₁Naإلكترونوتوزيع

الباب الثاني — بنية الذرة · 25 / 27

خلاصة: قائمة مراجعة القواعد

املأ المستويات الفرعية بترتيب مبدأ البناء التصاعدي.
لا تضع أكثر من إلكترونين في الأوربيتال الواحد، وبغزلين متضادين (باولي).
في المستوى الفرعي الذي يحتوي عدة أوربيتالات املأ كل أوربيتال بإلكترون واحد أولًا (هوند).
تأكد أن مجموع الإلكترونات يساوي العدد الذري.

.egp-ex{margin:18px 0;border:1px solid rgba(79,63,224,.2);border-radius:16px;overflow:hidden;background:#fff}.egp-ex-h{padding:10px 16px;font-weight:800;background:linear-gradient(90deg,#4f3fe0,#22c1c3);color:#1e1b4b}.egp-ex-tabs{display:flex;flex-wrap:wrap;gap:6px;padding:10px 12px;background:#f7f6ff}.egp-ex-b{border:1px solid rgba(79,63,224,.3);background:#fff;border-radius:20px;padding:5px 14px;font-weight:700;cursor:pointer}.egp-ex-b.on{background:#4f3fe0;color:#1e1b4b}.egp-ex-p{padding:12px 16px}function egpEx(b,k){var w=b.closest(‘.egp-ex’);w.querySelectorAll(‘.egp-ex-b’).forEach(function(x,i){x.classList.toggle(‘on’,i===k)});w.querySelectorAll(‘.egp-ex-p’).forEach(function(x,i){x.hidden=i!==k})}

اختبر نفسك على هذا الدرس

تم توزيع أسئلة بنك الدرس على نقاط الشرح أعلاه
وكل نقطة تحتها أسئلتها. ولحل البنك كاملًا في صفحة واحدة:

الباب الثاني — بنية الذرة · 26 / 27

مقدمة

📖

📌 قاموس المفاهيم والمصطلحات العلمية الدقيقة:

وجه المقارنة	الفكرة الأساسية	كلمات مفتاحية
تجربة رذرفورد للرقاقة الذهبية	تجربة تاريخية أثبتت أن الذرة معظمها فراغ وليست مصمتة كما زعم دالتون وطومسون وأن كتلتها وشحنتها الموجبة تتركز في حيز ضئيل جداً في المركز يسمى النواة	تاريخيةأثبتتالذرةمعظمها
نموذج بور للذرة (Bohr Model)	نموذج افترض أن الإلكترونات تدور حول النواة في مدارات محددة وثابتة تسمى مستويات الطاقة الرئيسية دون أن تفقد طاقة ولا تشع الذرة طاقة إلا عند انتقال إلكترون من مستوى أعلى لمستوى أدنى في صورة كم من الطاقة (فوتون)	افترضالإلكتروناتتدورالنواة
أعداد الكم الأربعة (Quantum Numbers)	(1) عدد الكم الرئيسي (n): يحدد رقم المستوى الرئيسي وبعده وطاقته. (2) عدد الكم الثانوي (l): يحدد شكل السحابة الإلكترونية للمستويات الفرعية (s f). (3) عدد الكم المغناطيسي (m_l): يحدد عدد واتجاهات الأوربيتالات في الفراغ. (4) عدد الكم المغزلي (m_s): يحدد حركة الإلكترون حول محوره (+1/2 أو -1/2)	الرئيسييحددالمستوىوبعده
مبدأ البناء التصاعدي (Aufbau Principle)	لابد للإلكترونات أن تملأ المستويات الفرعية ذات الطاقة المنخفضة أولاً ثم المستويات الفرعية ذات الطاقة الأعلى: 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p…	لابدللإلكتروناتتملأالمستويات
قاعدة هوند (Hund’s Rule)	لا يحدث ازدواج بين إلكترونين في أوربيتال مستوى فرعي واحد إلا بعد أن تشغل أوربيتالاته فرادى أولاً وبنفس اتجاه الغزل لتقليل قوى التنافر الكهروستاتيكي وجعل الذرة أكثر استقراراً	يحدثازدواجإلكترونينأوربيتال

⚖️ القوانين والعلاقات الرياضية والفيزيائية الحاكمة:

وجه المقارنة	الفكرة الأساسية	كلمات مفتاحية
طاقة الفوتون المنبعث	ΔE = E_higher – E_lower = h ν = h c / λ	higherlower
•	عدد الإلكترونات التي يتشبع بها المستوى الرئيسي = 2 n² (ينطبق حتى المستوى الرابع فقط n ≤ 4)	الإلكتروناتيتشبعالمستوىالرئيسي
قيم عدد الكم الثانوي	l = 0 (s) l = 1 (p) l = 2 (d) l = 3 (f) \| مداه من 0 إلى (n – 1)	مداه
قيم عدد الكم المغناطيسي	m_l يتراوح من -l إلى +l مروراً بالصفر \| عدد أوربيتالات المستوى الفرعي = 2l + 1	يتراوحمرورابالصفرأوربيتالات
مبدأ دي برولي للطبيعة المزدوجة للإلكترون	λ = h / (m v)

🔍 الشرح المستفيض والتعليلات العلمية المعتمدة (“علل”):

وجه المقارنة	الفكرة الأساسية	كلمات مفتاحية
علل	لا تنطبق القاعدة (2n²) لتحديد سعة مستويات الطاقة بعد المستوى الرابع؟ لأن الذرة تصبح غير مستقرة إذا زاد عدد الإلكترونات في أي مستوى طاقة رئيسي عن 32 إلكتروناً	تنطبقالقاعدةلتحديدمستويات
علل: يمتلئ المستوى الفرعي 4s بالإلكترونات قبل المستوى الفرعي 3d؟	لأن طاقة المستوى الفرعي 4s أقل من طاقة المستوى الفرعي 3d حيث تحسب طاقة المستوى من العلاقة (n + l): للمستوى 4s تكون (4 + 0 = 4) بينما للمستوى 3d تكون (3 + 2 = 5)	طاقةتحسبالعلاقةللمستوى
علل	يفضل الإلكترون أن يزدوج مع إلكترون آخر في أوربيتال واحد على أن ينتقل لمستوى فرعي أعلى؟ لأن طاقة التنافر الناشئة عن الازدواج أقل بكثير من طاقة الإثارة اللازمة لنقله إلى مستوى فرعي أعلى	يفضلالإلكترونيزدوجإلكترون

المستوى الفرعي	قيمة عدد الكم l	عدد الأوربيتالات (2l+1)	أقصى سعة إلكترونية	شكل الأوربيتال الفراغي
المستوى s	0	أوربيتال واحد (1)	2 إلكترون	كروي متماثل حول النواة
المستوى p	1	3 أوربيتالات (px, py, pz)	6 إلكترونات	كمثرى متعامدة متقابلة بالرأس
المستوى d	2	5 أوربيتالات	10 إلكترونات	أشكال معقدة في الفراغ
المستوى f	3	7 أوربيتالات	14 إلكتروناً	أشكال كروية ومركبة بالغة التعقيد

💡 كبسولة الفنيات وتريكات الامتحانات والأسئلة الوزارية 2026/2027:

مبدأ باولي للاستبعاد لا يمكن لإلكترونين في نفس الذرة أن يتفقا في أعداد الكم الأربعة معاً (يختلفان حتماً في m_s على الأقل).
حساب طاقة المستوى الفرعي استخدم دائماً (n + l) لتحديد الترتيب التصاعدي.
الطيف الخطي خاصية أساسية تميز كل عنصر عن غيره، إذ لا يوجد عنصران لهما الطيف نفسه.
يدور الإلكترون في مستوى طاقة محدد دون أن يفقد طاقة أو يكتسبها أثناء حركته.
تدور الإلكترونات في مستويات طاقة محددة وثابتة، أما المناطق بين هذه المستويات فلا يمكن للإلكترون أن يشغلها.
كلما ابتعد مستوى الطاقة عن النواة زادت طاقته، ويُعبَّر عن كل مستوى بعدد صحيح يُسمى العدد الكمي الرئيسي.
يبقى الإلكترون عادة في أقل مستوى طاقة متاح، فإذا امتص كمًا من الطاقة انتقل مؤقتًا إلى مستوى أعلى ثم عاد وأصدر ضوءًا ذا طول موجي مميز.
تنتج خطوط الهيدروجين المرئية من هبوط الإلكترون إلى المستوى الثاني، أما الهبوط إلى المستوى الأول فينتج أشعة فوق بنفسجية لا تُرى بالعين المجردة.
قد تمتص ذرات كثيرة طاقة وتشع أخرى في الوقت نفسه، فتظهر خطوط طيفية تكشف مستويات الطاقة التي تنتقل إليها الإلكترونات.

الباب الثاني — بنية الذرة · 27 / 27

المناهج الدراسية

الكيمياء — الصف الثاني الثانوي

الكيمياء — الصف الثاني الثانوي

الكيمياء — الصف الثاني الثانوي 2026/2027

الباب الثاني — بنية الذرة

وتحدد أسباب قصور النموذج الذري لبور؛

وتعرّف السحابة الإلكترونية والأوربيتال؛

وتحدد أعداد الكم الأربعة للإلكترون في الذرة؛

🌳 شجرة المفاهيم

الباب الثاني — بنية الذرة

├── 1-1 نموذج ذرة طومسون (1897)

├── 1-2 تجربة رذرفورد (صفيحة الذهب)

├── 1-3 فروض نموذج ذرة رذرفورد (1911)

├── 2-1 طيف الانبعاث الخطي للذرات

├── 2-2 نموذج ذرة بور (1913)

├── 2-3 تفسير طيف الهيدروجين

├── 2-4 نجاح نموذج بور

├── 2-5 قصور النموذج الذري لبور

├── 3-1 الطبيعة المزدوجة للإلكترون (Dual Nature)

├── 3-4 السحابة الإلكترونية والأوربيتال

├── 4-1 عدد الكم الرئيسي (n)

├── 4-2 عدد الكم الثانوي (ℓ)

├── 4-3 عدد الكم المغناطيسي (mℓ)

├── 4-4 عدد الكم المغزلي (ms)

├── 5-1 مبدأ باولي للاستبعاد

├── 5-2 مبدأ البناء التصاعدي (Aufbau)

├── 5-3 قاعدة هوند

الشحنة الموجبة موزعة بانتظام على كل حجم الذرة؛

الإلكترونات متناثرة داخل الكرة الموجبة؛

✍️ أمثلة محلولة

✍️ أمثلة محلولة

لأن العينة تحتوي على عدد هائل من الذرات؛

✍️ أمثلة محلولة

رذرفورد — النواة؛

بور — مستويات الطاقة المكمَّاة؛

هايزنبرج — مبدأ عدم التأكد؛

فالمستوى الأول به 1s فقط؛

والثاني به 2s و 2p ؛

والثالث به 3s و 3p و 3d ؛

✍️ أمثلة محلولة

s 2p ؛

s 3p 3d ؛

s 4p 4d 4f ؛

✍️ أمثلة محلولة

ثلاثة مستويات رئيسية مشغولة؛

✍️ أمثلة محلولة

اختبر نفسك على هذا الدرس

📌 قاموس المفاهيم والمصطلحات العلمية الدقيقة:

⚖️ القوانين والعلاقات الرياضية والفيزيائية الحاكمة:

🔍 الشرح المستفيض والتعليلات العلمية المعتمدة (“علل”):

💡 كبسولة الفنيات وتريكات الامتحانات والأسئلة الوزارية 2026/2027:

أحسنت! أنهيت هذا الدرس