الذرات

الذرة هي أصغر مكون في العنصر يحتفظ بجميع الخصائص الكيميائية لذلك العنصر. على سبيل المثال، تمتلك ذرة هيدروجين واحدة جميع خصائص عنصر الهيدروجين، مثل وجودها كغاز في درجة حرارة الغرفة، وارتباطها بالأكسجين لتكوين جزيء ماء. لا يمكن تفكيك ذرات الهيدروجين إلى أي شيء أصغر مع الاحتفاظ بخصائص الهيدروجين. إذا تم تفكيك ذرة هيدروجين إلى جسيمات دون ذرية، فلن تعود تمتلك خصائص الهيدروجين.

على المستوى الأساسي، تتكون جميع الكائنات الحية من مجموعة من العناصر. تحتوي على ذرات تتحد معًا لتكوين جزيئات. في الكائنات متعددة الخلايا، مثل الحيوانات، يمكن للجزيئات أن تتفاعل لتكوين خلايا تتحد لتكوين أنسجة، والتي تشكل الأعضاء. تستمر هذه التوليفات حتى تتكون كائنات حية متعددة الخلايا بأكملها.

تحتوي جميع الذرات على البروتونات والإلكترونات والنيوترونات (شكل 2.2). النظير الأكثر شيوعًا للهيدروجين (H) هو الاستثناء الوحيد ويتكون من بروتون واحد وإلكترون واحد بدون نيوترونات. البروتون (proton) هو جسيم موجب الشحنة يقيم في النواة (nucleus) (قلب الذرة) للذرة وله كتلة 1 وشحنة +1. الإلكترون (electron) هو جسيم سالب الشحنة يتحرك في الفراغ حول النواة. بمعنى آخر، يوجد خارج النواة. له كتلة مهملة وله شحنة -1.

شكل 2.2 تتكون الذرات من بروتونات ونيوترونات تقع داخل النواة، وإلكترونات تحيط بالنواة.

النيوترونات (Neutrons)، مثل البروتونات، توجد في نواة الذرة. لها كتلة 1 ولا تحمل شحنة. توازن الشحنات الموجبة (البروتونات) والسالبة (الإلكترونات) بعضها البعض في الذرة المتعادلة، والتي لها شحنة صافية صفرية.

بما أن البروتونات والنيوترونات لكل منها كتلة 1، فإن كتلة الذرة تساوي عدد البروتونات والنيوترونات في تلك الذرة. لا يدخل عدد الإلكترونات في الكتلة الكلية، لأن كتلتها صغيرة جدًا.

كما ذكرنا سابقًا، لكل عنصر خصائصه الفريدة. يحتوي كل منها على عدد مختلف من البروتونات والنيوترونات، مما يمنحه عدده الذري وعدد كتلته الخاص به. العدد الذري (atomic number) للعنصر يساوي عدد البروتونات التي يحتويها ذلك العنصر. العدد الكتلي (mass number)، أو الكتلة الذرية، هو عدد البروتونات مضافًا إليه عدد النيوترونات في ذلك العنصر. لذلك، من الممكن تحديد عدد النيوترونات بطرح العدد الذري من العدد الكتلي.

توفر هذه الأرقام معلومات حول العناصر وكيف ستتفاعل عند دمجها. تختلف العناصر في درجات انصهارها وغليانها، وتوجد في حالات مختلفة (سائلة أو صلبة أو غازية) في درجة حرارة الغرفة. كما أنها تتحد بطرق مختلفة. يشكل بعضها أنواعًا محددة من الروابط، بينما لا يفعل البعض الآخر. تعتمد طريقة اتحادها على عدد الإلكترونات الموجودة. بسبب هذه الخصائص، يتم ترتيب العناصر في الجدول الدوري للعناصر (periodic table of elements)، وهو مخطط للعناصر يتضمن العدد الذري والكتلة الذرية النسبية لكل عنصر. يوفر الجدول الدوري أيضًا معلومات أساسية حول خصائص العناصر (شكل 2.2)—غالبًا ما يُشار إليها بترميز الألوان. يُظهر ترتيب الجدول أيضًا كيفية تنظيم الإلكترونات في كل عنصر ويوفر تفاصيل مهمة حول كيفية تفاعل الذرات مع بعضها البعض لتكوين الجزيئات.

النظائر (Isotopes) هي أشكال مختلفة لنفس العنصر لها نفس عدد البروتونات، ولكن عدد مختلف من النيوترونات. بعض العناصر، مثل الكربون والبوتاسيوم واليورانيوم، لها نظائر طبيعية. الكربون-12، وهو النظير الأكثر شيوعًا للكربون، يحتوي على ستة بروتونات وستة نيوترونات. لذلك، فإن عدده الكتلي هو 12 (ستة بروتونات وستة نيوترونات) وعدده الذري هو 6 (مما يجعله كربونًا). يحتوي الكربون-14 على ستة بروتونات وثمانية نيوترونات. لذلك، فإن عدده الكتلي هو 14 (ستة بروتونات وثمانية نيوترونات) وعدده الذري هو 6، مما يعني أنه لا يزال عنصر الكربون. هذان الشكلان البديلان للكربون هما نظيران. بعض النظائر غير مستقرة وستفقد البروتونات أو جسيمات دون ذرية أخرى أو طاقة لتكوين عناصر أكثر استقرارًا. تسمى هذه النظائر المشعة (radioactive isotopes) أو النظائر الإشعاعية.

أسئلة الربط البصري

شكل 2.3 مرتبًا في أعمدة وصفوف بناءً على خصائص العناصر، يوفر الجدول الدوري معلومات أساسية حول العناصر وكيف يمكن أن تتفاعل مع بعضها البعض لتكوين الجزيئات. توفر معظم الجداول الدورية مفتاحًا أو شرحًا للمعلومات التي تحتويها.

كم عدد النيوترونات في البوتاسيوم-39 (K) والبوتاسيوم-40، على التوالي؟

صلة بالتطور

تأريخ الكربون

الكربون-14 (¹⁴C) هو نظير مشع طبيعي يتكون في الغلاف الجوي بواسطة الأشعة الكونية. هذه عملية مستمرة، لذا يتم إنتاج المزيد من ¹⁴C باستمرار. عندما يتطور كائن حي، يكون المستوى النسبي لـ ¹⁴C في جسمه مساويًا لتركيز ¹⁴C في الغلاف الجوي. عندما يموت الكائن الحي، فإنه لم يعد يستهلك ¹⁴C، لذلك سينخفض ​​النسبة. يتحلل ¹⁴C إلى ¹⁴N بعملية تسمى اضمحلال بيتا؛ ويطلق طاقة في هذه العملية البطيئة.

بعد حوالي 5,730 سنة، سيكون نصف التركيز الأولي لـ ¹⁴C فقط قد تحول إلى ¹⁴N. يُطلق على الوقت الذي يستغرقه نصف التركيز الأصلي لنظير ما ليتحلل إلى شكله الأكثر استقرارًا اسم عمر النصف. نظرًا لطول عمر النصف لـ ¹⁴C، فإنه يستخدم لتحديد عمر الكائنات الحية السابقة، مثل الأحافير. باستخدام نسبة تركيز ¹⁴C الموجود في جسم ما إلى كمية ¹⁴C المكتشفة في الغلاف الجوي، يمكن تحديد كمية النظير الذي لم يتحلل بعد. بناءً على هذه الكمية، يمكن حساب عمر الحفرية بحوالي 50,000 سنة (شكل 2.4). تستخدم النظائر ذات أعمار النصف الأطول، مثل البوتاسيوم-40، لحساب أعمار الأحافير الأقدم. من خلال استخدام تأريخ الكربون، يمكن للعلماء إعادة بناء البيئة والجغرافيا الحيوية للكائنات الحية التي عاشت خلال الخمسين ألف سنة الماضية.

شكل 2.4 يمكن تحديد عمر البقايا التي تحتوي على الكربون والتي يقل عمرها عن 50,000 سنة، مثل هذا الماموث القزم، باستخدام تأريخ الكربون. (المصدر: بيل فولكنر/NPS)

الروابط الكيميائية

تعتمد كيفية تفاعل العناصر مع بعضها البعض على كيفية ترتيب إلكتروناتها وعدد الفتحات المتاحة للإلكترونات في المنطقة الخارجية حيث توجد الإلكترونات في الذرة. توجد الإلكترونات في مستويات طاقة تشكل أغلفة حول النواة. يمكن للغلاف الأقرب أن يستوعب ما يصل إلى إلكترونين. يُملأ الغلاف الأقرب إلى النواة دائمًا أولاً، قبل أن يتم ملء أي غلاف آخر. يحتوي الهيدروجين على إلكترون واحد؛ لذلك، لديه مكان واحد فقط مشغول داخل الغلاف الأدنى. يحتوي الهيليوم على إلكترونين؛ لذلك، يمكنه ملء الغلاف الأدنى بالكامل بإلكترونيه. إذا نظرت إلى الجدول الدوري، سترى أن الهيدروجين والهيليوم هما العنصران الوحيدان في الصف الأول. هذا لأن لديهما إلكترونات في غلافهما الأول فقط. الهيدروجين والهيليوم هما العنصران الوحيدان اللذان يمتلكان الغلاف الأدنى ولا يمتلكان أغلفة أخرى.

يمكن لمستويات الطاقة الثانية والثالثة أن تستوعب ما يصل إلى ثمانية إلكترونات. تترتب الإلكترونات الثمانية في أربعة أزواج، ويُملأ موضع واحد في كل زوج بإلكترون قبل اكتمال أي أزواج.

بالنظر إلى الجدول الدوري مرة أخرى (شكل 2.3)، ستلاحظ وجود سبعة صفوف. تتوافق هذه الصفوف مع عدد الأغلفة التي تمتلكها العناصر داخل ذلك الصف. تزداد أعداد الإلكترونات في العناصر داخل صف معين كلما تقدمت الأعمدة من اليسار إلى اليمين. على الرغم من أن كل عنصر له نفس عدد الأغلفة، إلا أن جميع الأغلفة ليست مملوءة بالكامل بالإلكترونات. إذا نظرت إلى الصف الثاني من الجدول الدوري، ستجد الليثيوم (Li)، والبريليوم (Be)، والبورون (B)، والكربون (C)، والنيتروجين (N)، والأكسجين (O)، والفلور (F)، والنيون (Ne). كل هذه العناصر لديها إلكترونات تشغل الأغلفة الأولى والثانية فقط. يحتوي الليثيوم على إلكترون واحد فقط في غلافه الخارجي، والبريليوم على إلكترونين، والبورون على ثلاثة، وهكذا، حتى يمتلئ الغلاف بأكمله بثمانية إلكترونات، كما هو الحال مع النيون.

لا تمتلك جميع العناصر ما يكفي من الإلكترونات لملء أغلفةها الخارجية، ولكن الذرة تكون في أقصى حالات استقرارها عندما تكون جميع مواضع الإلكترونات في الغلاف الخارجي مملوءة. بسبب هذه الشواغر في الأغلفة الخارجية، نرى تكوين الروابط الكيميائية (chemical bonds)، أو التفاعلات بين عنصرين أو أكثر من نفس العناصر أو عناصر مختلفة تؤدي إلى تكوين جزيئات. لتحقيق استقرار أكبر، تميل الذرات إلى ملء أغلفةها الخارجية بالكامل وستترابط مع عناصر أخرى لتحقيق هذا الهدف عن طريق مشاركة الإلكترونات، أو قبول الإلكترونات من ذرة أخرى، أو التبرع بالإلكترونات لذرة أخرى. نظرًا لأن الأغلفة الخارجية للعناصر ذات الأعداد الذرية المنخفضة (حتى الكالسيوم، بالعدد الذري 20) يمكن أن تستوعب ثمانية إلكترونات، يُشار إلى هذا باسم قاعدة الثمانية (octet rule). يمكن للعنصر أن يتبرع بالإلكترونات أو يقبلها أو يشاركها مع عناصر أخرى لملء غلافه الخارجي وتلبية قاعدة الثمانية.

عندما لا تحتوي الذرة على أعداد متساوية من البروتونات والإلكترونات، فإنها تسمى أيون (ion). نظرًا لأن عدد الإلكترونات لا يساوي عدد البروتونات، فإن كل أيون يحمل شحنة صافية. تتكون الأيونات الموجبة بفقدان الإلكترونات وتسمى كاتيونات (cations). تتكون الأيونات السالبة باكتساب الإلكترونات وتسمى أنيونات (anions).

على سبيل المثال، يحتوي الصوديوم على إلكترون واحد فقط في غلافه الخارجي. يتطلب الأمر طاقة أقل للصوديوم للتبرع بهذا الإلكترون الواحد مما يتطلبه لقبول سبعة إلكترونات أخرى لملء الغلاف الخارجي. إذا فقد الصوديوم إلكترونًا، فإنه يصبح لديه الآن 11 بروتونًا و10 إلكترونات فقط، مما يترك له شحنة إجمالية +1. يسمى الآن أيون الصوديوم.

تحتوي ذرة الكلور على سبعة إلكترونات في غلافها الخارجي. مرة أخرى، من الأكثر كفاءة من حيث الطاقة للكلور أن يكتسب إلكترونًا واحدًا بدلاً من أن يفقد سبعة. لذلك، يميل إلى اكتساب إلكترون لتكوين أيون بـ 17 بروتونًا و18 إلكترونًا، مما يمنحه شحنة سالبة صافية (–1). يسمى الآن أيون الكلوريد. يُشار إلى حركة الإلكترونات هذه من عنصر إلى آخر باسم نقل الإلكترون (electron transfer). كما يوضح شكل 2.5، فإن ذرة الصوديوم (Na) لديها إلكترون واحد فقط في غلافها الخارجي، بينما تحتوي ذرة الكلور (Cl) على سبعة إلكترونات في غلافها الخارجي. ستتبرع ذرة الصوديوم بإلكترونها الواحد لإفراغ غلافها، وستقبل ذرة الكلور هذا الإلكترون لملء غلافها، لتصبح أيون كلوريد. يلبي كلا الأيونين الآن قاعدة الثمانية ولديهما أغلفة خارجية مكتملة. نظرًا لأن عدد الإلكترونات لم يعد يساوي عدد البروتونات، فإن كل منهما أصبح الآن أيونًا ويحمل شحنة +1 (صوديوم) أو –1 (كلوريد).

شكل 2.5 تميل العناصر إلى ملء أغلفةها الخارجية بالإلكترونات. لتحقيق ذلك، يمكنها إما التبرع بالإلكترونات أو قبولها من عناصر أخرى.

الروابط التساهمية

نوع آخر من الروابط الكيميائية القوية بين ذرتين أو أكثر هو رابطة تساهمية (covalent bond). تتكون هذه الروابط عندما يتم مشاركة إلكترون بين عنصرين وهي أقوى وأكثر أشكال الروابط الكيميائية شيوعًا في الكائنات الحية. تتكون الروابط التساهمية بين العناصر التي تشكل الجزيئات البيولوجية في خلايانا. على عكس الروابط الأيونية، لا تتفكك الروابط التساهمية في الماء.

ترتبط ذرات الهيدروجين والأكسجين التي تتحد لتكوين جزيئات الماء معًا بواسطة روابط تساهمية. يقضي الإلكترون من ذرة الهيدروجين وقته بين الغلاف الخارجي لذرة الهيدروجين والغلاف الخارجي غير المكتمل لذرة الأكسجين. لملء الغلاف الخارجي لذرة الأكسجين بالكامل، يلزم إلكترونان من ذرتي هيدروجين، ومن هنا جاء الرقم السفلي "2" في H₂O. تُشارك الإلكترونات بين الذرات، وتقسم وقتها بينها لـ "ملء" الغلاف الخارجي لكل منها. تعتبر هذه المشاركة حالة طاقة أقل لجميع الذرات المعنية مما لو كانت موجودة بدون أغلفةها الخارجية مملوءة.

هناك نوعان من الروابط التساهمية: قطبية وغير قطبية. الروابط التساهمية غير القطبية (nonpolar covalent bonds) تتكون بين ذرتين من نفس العنصر أو بين عناصر مختلفة تشارك الإلكترونات بالتساوي. على سبيل المثال، يمكن لذرة أكسجين أن ترتبط بذرة أكسجين أخرى لملء أغلفةها الخارجية. هذا الارتباط غير قطبي لأن الإلكترونات ستتوزع بالتساوي بين كل ذرة أكسجين. تتكون رابطتان تساهميتان بين ذرتي الأكسجين لأن الأكسجين يتطلب إلكترونين مشتركين لملء غلافه الخارجي. ستشكل ذرات النيتروجين ثلاث روابط تساهمية (تسمى أيضًا تساهمية ثلاثية) بين ذرتي نيتروجين لأن كل ذرة نيتروجين تحتاج إلى ثلاثة إلكترونات لملء غلافها الخارجي. يوجد مثال آخر للرابطة التساهمية غير القطبية في جزيء الميثان (CH₄). تحتوي ذرة الكربون على أربعة إلكترونات في غلافها الخارجي وتحتاج إلى أربعة أخرى لملئه. تحصل على هذه الأربعة من أربع ذرات هيدروجين، حيث توفر كل ذرة إلكترونًا واحدًا. تشارك هذه العناصر جميعها الإلكترونات بالتساوي، مما يخلق أربع روابط تساهمية غير قطبية (شكل 2.6).

في رابطة تساهمية قطبية (polar covalent bond)، تقضي الإلكترونات المشتركة بين الذرات وقتًا أطول بالقرب من نواة واحدة أكثر من النواة الأخرى. بسبب التوزيع غير المتساوي للإلكترونات بين النوى المختلفة، تتكون شحنة موجبة جزئية (δ+) أو سالبة جزئية (δ–). الروابط التساهمية بين ذرات الهيدروجين والأكسجين في الماء هي روابط تساهمية قطبية. تقضي الإلكترونات المشتركة وقتًا أطول بالقرب من نواة الأكسجين، مما يمنحها شحنة سالبة صغيرة، أكثر مما تقضيه بالقرب من نوى الهيدروجين، مما يمنح هذه الجزيئات شحنة موجبة صغيرة.

شكل 2.6 يُظهر جزيء الماء (يسار) رابطة قطبية بشحنة موجبة جزئية على ذرات الهيدروجين وشحنة سالبة جزئية على الأكسجين. تتضمن أمثلة الروابط غير القطبية الميثان (وسط) والأكسجين (يمين).

الروابط الهيدروجينية

الروابط الأيونية والتساهمية هي روابط قوية تتطلب طاقة كبيرة لكسرها. ومع ذلك، ليست كل الروابط بين العناصر روابط أيونية أو تساهمية. يمكن أن تتكون روابط أضعف أيضًا. هذه هي تجاذبات تحدث بين الشحنات الموجبة والسالبة ولا تتطلب الكثير من الطاقة لكسرها. رابطتان ضعيفان تحدثان بشكل متكرر هما الروابط الهيدروجينية وتفاعلات فان دير فالس. تؤدي هذه الروابط إلى الخصائص الفريدة للماء والتراكيب الفريدة للحمض النووي (DNA) والبروتينات.

عندما تتكون روابط تساهمية قطبية تحتوي على ذرة هيدروجين، فإن ذرة الهيدروجين في تلك الرابطة تحمل شحنة موجبة جزئية. هذا لأن الإلكترون المشترك يُسحب بقوة أكبر نحو العنصر الآخر وبعيدًا عن نواة الهيدروجين. ولأن ذرة الهيدروجين موجبة جزئيًا (δ+)، فإنها ستنجذب إلى الشحنات السالبة الجزئية المجاورة (δ–). عندما يحدث هذا، يحدث تفاعل ضعيف بين الشحنة الموجبة الجزئية (δ+) لذرة الهيدروجين في جزيء واحد والشحنة السالبة الجزئية (δ–) للجزيء الآخر. يسمى هذا التفاعل رابطة هيدروجينية (hydrogen bond). هذا النوع من الروابط شائع؛ على سبيل المثال، الطبيعة السائلة للماء ناتجة عن الروابط الهيدروجينية بين جزيئات الماء (شكل 2.7). تمنح الروابط الهيدروجينية الماء الخصائص الفريدة التي تدعم الحياة. لولا الروابط الهيدروجينية، لكان الماء غازًا بدلاً من سائل في درجة حرارة الغرفة.

شكل 2.7 تتكون الروابط الهيدروجينية بين الشحنات الموجبة جزئيًا (δ+) والسالبة جزئيًا (δ–) للجزيئات التساهمية القطبية، مثل الماء.

يمكن أن تتكون الروابط الهيدروجينية بين جزيئات مختلفة ولا يجب أن تتضمن جزيء ماء دائمًا. يمكن لذرات الهيدروجين في الروابط القطبية داخل أي جزيء أن تشكل روابط مع جزيئات أخرى مجاورة. على سبيل المثال، تربط الروابط الهيدروجينية سلسلتين طويلتين من الحمض النووي (DNA) معًا لتمنح جزيء الحمض النووي (DNA) بنيته المميزة ذات السلسلتين المزدوجتين. الروابط الهيدروجينية مسؤولة أيضًا عن بعض الهياكل ثلاثية الأبعاد للبروتينات.