عرض مصدر ذرة (كيمياء)

{{رسالة توضيح|الذرة... في العلوم|ذرة (توضيح)}}
{| border="1" cellspacing="0" align="left" class="wikitable" cellpadding="2" style="margin-right:1em; margin-left: 0;"
|-
! coloring=gray | ذرة
|-
| align="center" | [[ملف:Atom.png|align center|ذرة الهيليوم]]
|-
|align="center"|'''شكل ذرة الهيليوم'''<br />وتظهر فيها النواة وفيها 2 [[بروتون]]<br /> باللون الأحمر، و 2 [[نيترون]] باللون الأخضر ،<br /> وسحابة تمثل ،,,,,توقع مكان 2 [[إلكترون]]
|-
!bgcolor=gray|التعريف
|-
|
{|align="center"
|-
|هي أصغر جزء لأى [[عنصر كيميائي]]
|}
|-
|
|-
!bgcolor=gray|الخواص
|-
|
|-
|
{|align="center"
|-'''
|الكتلة:||[[كتلة ذرية|الكتلة الذرية]]
|-
|الشحنة:||صفر[[كولومب|C]]
|-
|القطر:||[[1 E-11|10pm]]إلى [[1 E-10|100pm]]
|}
|}

'''الذرة''' هي أصغر جزء من [[عنصر كيميائي|العنصر الكيميائي]] الذي يحتفظ بالخصائص [[كيمياء|الكيميائية]] لذلك العنصر. يرجع أصل الكلمة الإنجليزية {{إنج|Atom}} إلى الكلمة [[إغريق|الإغريقية]] أتوموس، وتعني غير القابل للانقسام؛ إذ كان يعتقد أنه ليس ثمة ما هو أصغر من الذرة. تتكون الذرة من سحابة من الشحنات السالبة ([[الكترون|الإلكترونات]]) تحوم حول نواة موجبة الشحنة صغيرة جدا في الوسط. تتكون النواة الموجبة هذه من  [[بروتون|بروتونات]] موجبة الشحنة، و[[نيوترون|نيوترونات]] متعادلة. الذرة هي أصغر جزء من [[العنصر]] يمكن أن يتميز به عن بقية العناصر؛ إذ كلما غصنا أكثر في المادة لنلاقي البنى الأصغر لن يعود هناك فرق بين عنصر وآخر. فمثلاً، لا فرق بين بروتون في ذرة [[حديد]] وبروتون آخر في ذرة [[يورانيوم]] مثلاً، أو ذرة أي عنصر آخر. الذرة، بما تحمله من خصائص؛ عدد بروتوناتها، كتلتها، توزيعها الإلكتروني...، تصنع الفروقات بين العناصر المختلفة، وبين الصور المختلفة للعنصر نفسه (المسماة [[نظير|بالنظائر]])، وحتى بين كون هذا العنصر قادراً على خوض [[تفاعل كيميائي]] ما أم لا.

ظل تركيب الذرة وما يجري في هذا العالم البالغ الصغر، ظل وما زال يشغل العلماء ويدفعهم إلى اكتشاف المزيد. ومن هنا أخذت تظهر فروع جديدة في العلم حاملة معها مبادئها ونظرياتها الخاصة بها، بدءاً [[مبدأ عدم التأكد|بمبدأ عدم التأكد]] (اللاثقة)، مروراً بنظريات التوحيد الكبرى، وانتهاءً [[نظرية الأوتار|بنظرية الأوتار الفائقة]].
  
== النظرية الذرية ==

{{رئيسى|نظرية ذرية}}

النظرية الذرية تهتم بدراسة طبيعة المادة، وتنص على أن كل المواد تتكون من ذرات.

نظرية دالتون  : تضمنت هذه النظرية عدة فرضيات أهمها أنّ المادة تتكون من دقائق صغيرة جداً غير قابلة للأنقسام تسمى ذرات.
صح

== تركيب الذرة ==

أكثر النظريات التي لاقت قبولا لتفسير تركيب الذرة هي [[نظرية موجية|النظرية الموجية]] للإلكترون. وهذا التصور مبني على [[تصور بوهر]] مع الأخذ في الاعتبار الاكتشافات  الحديثة والتطويرات في ميكانيكا الكم.

و التي تنص على :
* تتكون الذرة من جسيمات تحت ذرية ([[بروتون|البروتونات]] ،[[إلكترون|الإلكترونات]] ،[[نيوترون|النيوترونات]].
** مع العلم بأن معظم حجم الذرة يحتوى على فراغ.
* في [[مركز]] الذرة توجد [[نواة]] [[موجبة]] [[شحنة|الشحنة]] تتكون من [[بروتون|البروتونات]] ،[[نيوترون|النيوترونات]] (ويعرفوا على أنهم نويات)
** النواة أصغر 100,000 مرة من الذرة. فلو أننا تخيلنا أن الذرة بإتساع [[مطار هيثرو]] فإن النواة ستكون في حجم كرة [[جولف|الجولف]]

[[دالة الطول الموجي]] لل[[مدار إلكترونى|مدار الإلكترونى]] لل[[هيدروجين]]. [[عدد كم رئيسي|عدد الكم الرئيسي]] على اليمين من كل صف و[[عدد كم مغزلي|عدد الكم المغزلي]] موضح موجود على هيئة حرف في أعلى كل عمود.]]

* معظم الفراغ الذري تشغله [[مدار|مدارات]]  تحتوى على الإلكترونات في توزيع إلكترونى محدد.
** كل مدار من نوع s يمكن أن يتسع لعدد 2 إلكترون، محكومين بأربعة أرقام للكم، [[عدد كم رئيسي|عدد الكم الرئيسي]]، [[عدد كم ثانوي|عدد الكم الثانوي]]، [[عدد كم مغناطيسي|عدد الكم المغناطيسي]]، وعدد الكم المغزلي.
** كل إلكترون في أي من المدارات له قيمة واحدة لعدد الكم الرابع والذي يسمى عدد ال[[كم مغزلي مغناطيسي|كم المغزلي المغناطيسي]]، وقيمته إما   s=+1/2 (متجه إلى أعلى)  أو  s=-1/2  (متجه إلى أسفل).
** المدارات ليست ثابتة ومحددة في الاتجاه وإنما هي مناطق حول النواة تمثل احتمال تواجد 2 إلكترون لهم نفس الثلاث أعداد الأولى للكم، وتكون آخر حدود هذا المدار هي المناطق التي يقل تواجد الإلكترون فيها عن 90 %.
* عند انضمام الإلكترون إلى الذرة فإنه يشغل أقل مستويات الطاقة، والذي تكون المدارات فيه قريبة للنواة (''مستوى الطاقة الأول''). وتكون الإلكترونات الموجودة في المدارات الخارجية (''مدار التكافؤ'') هي المسئولة عن الترابط بين الذرات. لمزيد من التفاصيل راجع [[ذرة#التكافؤ والترابط|"التكافؤ والترابط"]]

== 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 إنحرافا ً 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  [[الحالة الأرضية|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 [[الجدول الدوري|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 [[إلكترون تكافؤ|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
2n<sup>2</sup>، 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 ,.. <n-1.  وهو يشكل  ما يسمى [[تحت الغلاف|تحت الأغلفة]] أو المدارات، ويحدد عدد الإلكترونات  في  كل مدار  بالعلاقة 2(2l+1). 
* 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 1s<sup>1</sup>

الهيليوم  :  عدد الإلكترونات  2  ويشغلان  المدار 1s<sup>2</sup>

الليثيوم :  عدد الإلكترونات  3  ويشغلون المدارين 1s<sup>2</sup> 2s<sup>1</sup>

البريليوم :  عدد الإلكترونات  4  ويشغلون  المدارين 1s<sup>2</sup>  2s<sup>2</sup>

البورون  :  عدد الإلكترونات  5  ويشغلون  المدارات 1s<sup>2</sup> 2s<sup>2</sup>  2p<sup>1</sup>، 
النيون   :  عدد الإلكترونات  10  ويشغلون  المدارات 1s<sup>2</sup> 2s<sup>2</sup>  2p<sup>6</sup> 
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  3s<sup>1</sup>  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  m<sub>l</sub>     وهو يأخذ القيم  من  l إلي l-، 
وعدد الكم المغزلي  m<sub>s</sub>      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 [[تأثير زيمان|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,  m<sub>l</sub>، m<sub>s</sub> 

بدقة كاملة. وهذا  مطابق تماماً مع [[مبدأ استبعاد باولي]] الذي صاغه العالم النمساوي [[ولفغانغ باولي|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  1s<sup>2</sup>  ولهما نفس الطاقة الكمومية  ولكن  يتخذ أحد الإلكترونين الحالة المغزلية   2/1 = m<sub>s</sub>، ويتخذ الإلكترون الثاني  الحالة المغزلية 2/1- = m<sub>s</sub>.

* ينطبق مبدأ باولي علي جميع الجسيمات الأساسية ذات العدد الكموي  2/1 = m<sub>s</sub>، مثل الإلكترون والبروتون والنيوترون، وغيرها.

[[ملف:Bohr Model.svg|يسار | Thumb | تركيب الذرة طبقا ً لموديل [[بوهر]]]]

* هذه الصورة توضخ  نموذج ذرة  الهيدروجين الذي إقترحه [[بوهر]]. الإلكترون  يدور في مدار حول النواة 
و يمكن أن يغير مداره من الداخل  إلى  أعلى عندما يكتسب طاقة من الخارج. ويطرد هذه الطاقة المكتسبة على هيئة فوتون ((كمومي))، أي على هيئة شعاع ذو تردد محدد وبالتالى  طاقة محددة، عندما يقفز الإلكترون من مستوى طاقة المدار العلوي إلى مستوي طاقة مدار سفلى، كما في الشكل.

[[ملف:LymanSeries1.gif|يسار | Thumb | طيف  غاز الهيدروجين المعروف بطيف [[Lyman]]]]

* هذا هو طيف غاز الهيدروجين المثار عند درجة حرارة عالية كما حصل عليه  العالم الدنمركي [[لايمن]] أواخر القرن التاسع عشر. ولاحظ أن خطوط الطيف  منفصلة عن  بعضها، وكل  خط منها (أي  شعاع  ضوء [[فوتون]])  يتميز  بطول موجة محددة.

== حجم الذرة ==

لا يمكن تحديد حجم الذرة بسهولة حيث أن المدارات الإلكترونية ليست ثابتة ويتغير حجمها بدوران الإلكترون فيها. ولكن بالنسبة للذرات التي تكون في شكل بلـّورات صلبة، يمكن تحديد المسافة بين نواتين متجاورتين وبالتالى يمكن عمل حساب تقديري لحجم الذرة. والذرات التي لا تشكل بلـّورات صلبة يتم استخدام تقنيات أخرى تتضمن حسابات تقديرية. فمثلا حجم ذرة [[هيدروجين|الهيدروجين]] تم حسابها تقريبيا على أنه 1.2× 10<sup>−10</sup>  م. بالمقارنة بحجم [[بروتون|البروتون]] وهو الجسيم الوحيد في [[نواة]] ذرة الهيدروجين 0.87× 10<sup>−15</sup> م. وعلى هذا فإن النسبة بين حجم ذرة الهيدروجين وحجم نواتها تقريبا 100,000.وتتغير أحجام ذرات ال[[عنصر|عناصر]] المختلفة، ويرجع ذلك لأن العناصر التي لها شحنات موجبة أكبر في نواتها تقوم بجذب إلكترونات بقوة أكبر ناحية النواة.

== العناصر والنظائر ==

كل عنصر، بمعنى ذرة كل عنصر، يحمل عدداً خاصاً به من البروتونات (يعرف [[عدد ذري|بالعدد الذري]])، وهذا العدد من البروتونات لا يشاركه به غيره من العناصر؛ فعنصر [[صوديوم|الصوديوم]] مثلاً يحمل أحد عشر بروتوناً، وفي حال قابلت عنصراً ما يحمل أحد عشر بروتوناً فكن على ثقة أنك أمام عنصر الصوديوم أو على الأقل أمام إحدى صوره.و تتشارك الذرات التي لها نفس العدد الذري في صفات فيزيائية كثيرة، وتتبع نفس السلوك في التفاعلات الكيميائية. ويتم ترتيب الأنواع المختلفة من العناصر في ال[[جدول دوري|جدول الدوري]] طبقا للزيادة في العدد الذري.

[[كتلة ذرية|الكتلة الذرية]] بمفهومها البسيط هي مجموع [[كتلة|كتل]] المكونات التي تحتويها الذرة؛ فهي تمثل مجموع كتل البروتونات والنيوترونات وكذلك الإلكترونات، لكن لأن كتلة الإلكترونات ضئيلة جداً فإنها تهمل، ويؤخذ بمجموع كتل البروتونات والنيوترونات.(من أجل تعريف الكتلة الذرية للعنصر انظر أدناه). تقاس الكتلة الذرية بوحدة الكتل الذرية [[amu]] (و.ك.ذ)، حيث تساوي كتلة البروتون 1 و.ك.ذ تقريباً، وكذا كتلة النيوترون. وبهذا بإمكاننا أن نقدر الكتلة الذرية لعنصر ما من خلال معرفتنا بعدد البروتونات (Z) وعدد النيوترونات (N) التي يتكون منها، وبمعرفة أن كتلة كل واحد من هذه الجسيمات النووية (النيوكليونات) تساوي وحدة كتلية ذرية واحدة، فإن كتلة الذرة تساوي مجموع أعداد البروتونات والنيوترونات مقدراً بوحدة الكتل الذرية.

مجموع أعداد البروتونات والنيوترونات يساوي [[عدد الكتلة]] (A). وهنا يمكننا أن نكتب العلاقة التالية: <math>A=Z+N</math>، حيث Z تشير إلى العدد الذري و N إلى عدد النيوترونات. قد يتواجد عنصر ما بصور مختلفة تسمى [[نظير|بالنظائر]]، إذ أنّ لكل نظير منها العدد الذري نفسه (أي أنها تمثل نفس العنصر)، لكنها تتفاوت في كتلها الذرية انطلاقا من الاختلاف في عدد النيوترونات فيما بينها. ولتمييز تلك النظائر فإنه يتم كتابة اسم العنصر متبوعامن 1 بروتون أيضا. ويكون [[ديتيريوم|الديتيريوم]] هذا العنصر والموجودة في الطبيعة.

== التكافؤ والترابط ==

تكون الذرات متعادلة كهربائياً عندما يكون عدد ما تحمله من شحنات موجبة ([[بروتون|بروتونات]]) يساوي تماماً عدد ما تحويه من شحنات سالبة ([[الكترون|إلكترونات]]). عندما تفقد الذرة أو تكسب الإلكترونات، فإنها تتحول إلى [[ايون|أيونات]]. عندما تكتسب الذرة الإلكترونات فإن شحنتها السالبة تفوق شحنتها الموجبة وبذا تتحول إلى أيون سالب لأن عدد الإلكترونات فيها أصبح أكثر من عدد البروتونات وعندما تفقد الذرة الإلكترونات، فإنها تتحول إلى أيون موجب لأن عدد البروتونات فيها أصبح أكثر من عدد الإلكترونات.

لا توجد الذرات في الطبيعة عادة بصورة حرة (باستثناء ذرات [[العناصر الخاملة]])، وإنما توجد ضمن مركبات كيميائية متحدةً مع غيرها من الذرات سواء أكانت ذرات العنصر نفسه أو ذرات عناصر أخرى. فذرة الأكسجين مثلاً لا تتواجد عادة بصورة حرة، وإنما [[ترابط كيميائي|ترتبط]]  أكسجين أخرى مكونة [[جزيء]] الأكسجين في الهواء الذي نستنشقه، وتتحد مع ذرتين من الهيدروجين مكونةً جزيء [[ماء]]، وهكذا. 

سلوك الذرة الكيميائي  يرجع في الأصل بصورة كبيرة للتفاعلات بين الإلكترونات. والإلكترونات الموجودة في الذرة تكون في [[شكل إلكترونى]] محدد ومتوقع. وتقع الإلكترونات في أغلفة طاقة معينة طبقا لبعد تلك الأغلفة عن النواة (راجع [[ذرة#التركيب الذري|"التركيب الذري"]]). 
ويطلق على الإلكترونات الموجودة في الغلاف الخارجي [[إلكترون تكافؤ|إلكترونات التكافؤ]]، والتي لها تأثير كبير على السلوك الكيميائي للذرة. والإلكترونات الداخلية تلعب دور أبضا ولكنه ثانوى نظرا لتأثير الشحنة الموجبة الموجودة في نواة الذرة.

كل غلاف من أغلفة الطاقة يتم ترتيبها تصاعديا بدأ من أقرب الاغلفة للنواة والذي يرقم برقم 1 ويمكن لكل غلاف أن يمتلئ بعدد معين من الإلكترونات طبقا لعدد المستويات الفرعية ونوع المدارات التي يحتويها هذا الغلاف :

* الغلاف الأول   : من 1 : 2 إلكترون - مستوى فرعى ''s'' - عدد 1 مدار.
* الغلاف الثاني : من 2 : 8 إلكترون - مستوى فرعى ''p'', ''s'' - عدد 4 مدارات. 
* الغلاف الثالث : من 3 : 18 إلكترون - مستوى فرعى ''d'', ''p'', ''s'' - عدد 9 مدارات. 
* الغلاف الرابع : من 4 : 32 إلكترون - مستوى فرعى ''f'' ''d'', ''p'', ''s'' - عدد 16 مدار. 

يمكن تحديد كثافة الإلكترونات لأى غلاف طبقاً للمعادلة : 2 n<sup>2</sup> حيث " n " هي رقم الغلاف، (رقم الكم الرئيسي)وتقو الإلكترونات بملئ مستويات الطاقة القريبة من النواة أولا. ويكون الغلاف الأخير الذي به الإلكترونات هو غلاف التكافؤ حتى لو كان يحتوى على إلكترون واحد.

وتفسير شغل أغلفة الطاقة الداخلية أولا هو أن [[مستوى طاقة|مستويات طاقة]] الإلكترونات في الأغلفة القريبة من النواة تكون أقل بكثير من مستويات طاقة الإلكترونات في الأغلفة الخارجية. وعلى هذا لإنه في حالة وجود غلاف طاقة داخلى غير ممتلئ، يقوم الإلكترون الموجود في الغلاف الخارجى بالتنقل بسرعة للغلاف الداخى (ويقوم بإخراج إشعاع مساوى لفرق الطاقة بين الغلافين).

تقوم الإلكترونات الموجودة في غلاف الطاقة الخارجى بالتحكم في سلوك الذرة عند عمل الروابط الكيميائية. ولذا فإن الذرات التي لها نفس عدد الإلكترونات في غلاف الطاقة الخارجي (إلكترونات التكافؤ) يتم وضعها في مجموعة واحدة في [[جدول دروي|الجدول الدوري]].المجموعة هي عبارة عن عامود في الجدول الدوري، وتكون المجموعة الأولي هي التي تحتوى على إلكترون واحد في غلاف الطاقة الخارجي، المجموعة الثانية تحتوي على 2 إلكترون، المجموعة الثالثة تحتوي على 3 إلكترونات، وهكذا. وكقاعدة عامة، كلما قلت عدد الإلكترونات في مستوى في غلاف تكافؤ الذرة كلما زاد [[نشاطية|نشاط]] الذرة وعلى هذا تكون فلزات المجموعة الأولى أكثر العناصر نشاطا وأكثرها [[سيزيوم]]، [[روبديوم]]، [[فرنسيوم]].

وتكون الذرة أكثر استقرارا (أقل في الطاقة) عندما يكون غلاف التكافؤ ممتلئ. ويمكن الوصول لهذا عن طريق الآتي: يمكن للذرة المساهمة بالإلكترونات مع ذرات متجاورة (رابطة تساهمية). أو يمكن لها أن تزيل الإلكترونات من الذرات الأخرى (رابطة أيونية). عملية تحريك الإلكترونات بين الذرات تجعل الذرات مرتبطة معا، ويعرف هذا ب[[رابطة كيميائية|الترابط الكيميائي]] وعن طريق هذا الترابط يتم بناء [[جزيئ|الجزيئات]] والمركبات الأيوينة. وتوجد خمس أنواع رئيسية للروابط :
* [[رابطة أيونية|الرابطة الأيونية]]
* [[رابطة تساهمية|الرابطة التساهمية]]
* [[رابطة تناسقية|الرابطة التناسقية]]
* [[رابطة هيدروجينية|الرابطة الهيدروجينية]]
* [[رابطة فلزية|الرابطة الفلزية]]

== الذرات في الكون والكرة الأرضية ==

[استخدام [[نظرية التضخم الكوني]]، فإن عدد الذرات في [[كون|الكون]] يتراوح من 4×10<sup>78</sup> إلى 6×10<sup>79</sup>   تقريبا. وبصفة عامة نظرا لأن الكون لا نهائي فإن عدد الذرات أيضا يمكن أن يكون لا نهائي. وهذا لا يتنافى مع العدد الذي تم حسابه نظرا لأن الكون الخاضع للدراسة يقع ضمن 14 مليار سنة ضوئية.

== الذرة في الصناعة ==

تقوم الذرة بدور غاية في الأهمية في [[صناعة|الصناعة]]، يتضمن ذلك [[صناعة نووية|الصناعات النووية]]، علم [[مواد صناعية|المواد الصناعية]]، وأيضا في [[صناعة كيميائية|الصناعات الكيميائية]].

== الذرة في العلم ==

ظلت الذرة محل أنظار تركيز العلماء لعقود. وكان للنظرية الذرية تأثير كبير على كثير من فروع [[علم|العلم]]، مثل [[فيزياء نووية|الفيزياء النووية]]، [[طيف|الطيف]] وكل فروع ال[[كيمياء]] تقريبا. ويتم دراسة الذرة هذه الأيام في مجال [[ميكانيكا الكم]] و[[جسيم تحت-ذري|الجسيمات تحت-الذرية]].

و قد تمت دراسة الذرة بدون قصد مباشر في ال[[قرن 19]] وال[[قرن 20]] وفى السنين الحالية، وبظهور تقنيات جديدة أصبحت دراسة الذرة أسهل وأدق. فعن استخدام ال[[ميكروسكوب إلكتروني|ميكروسكوب الإلكتروني]] الذي تم اكتشافه في عام [[1931]] تم تصوير ذرات مفردة. كما تم استحداث طرق جديدة للتعرف على الذرات والمركبات. فمثلا يتم استخدام [[مطياف كتلة|مطياف الكتلة]] لتحديد الذرات والمركبات. كما يتم استخدام [[جي سي إم إس]] " كروماتوجرافى الغاز ومطياف الكتلة " لمعرفة المواد. وأيضا التأكد من وجود ذرات أو جزيئات معينة عن طريق [[أشعة إكس كريستالوجرافى]].

== الذرة تاريخيا ==
=== النظريات التاريخية ===

قام كل من [[ديموقراطس]] و[[ليسيوبوس]]،  " [[فيلسوف إغريقي|فلاسفة إغريق]] من [[قرن 5 قبل الميلاد|القرن الخامس قبل الميلاد]]" بتقديم أول الإفتراضات بخصوص الذرة. فقد إفترضا أن لكل ذرة شكل محدد مثل الحصوات الصغيرة، وهذا الشكل هو ما يحكم خواص تلك الذرة. وقام [[دالتون]] في ال[[قرن 19]] بإثبات أن [[مادة|المادة]] تتكون من ذرات ولكنه لم يعرف شيئا عن تركيبها. وقد كان هذا الفرض مضاد لنظرية [[إنقسام لا نهائي|الانقسام اللانهائي]]، التي كانت تنص على أن المادة يمكن أن تنقسم دائما إلى أجزاء أصغر.

وخلال هذا الوقت، كانت الذرة تعتبر أنها أصغر جزء في المادة، وقد تغير هذا الفرض لاحقا إلى أن الذرة نفسها تتكون من [[جسيم تحت ذري|جسيمات تحت الذرية]] وتم اكتشاف [[إلكترون|الإلكترون]] عن طريق تجربة [[طومسون]]وكانت عن أول الجسيمات التي يتم اكتشافها. وقد أدى ذلك لإثبات أن الذرة يمكن أن تنقسم. كما ساهمت اكتشافات [[راذرفورد]] في إثبات وجود [[نواة|النواة]] وأنها تحمل شحنة موجبة. وكل الدراسات الحديثة للذرة تأخذ في الاعتبار أن الذرة تتكون من جسيمات تحت ذرية.

ومنذ عهد ديموقراطس تم اقتراح نظرات عديدة لتركيب الذرة منها :
* [[نظرية بودينج|نظرية البودينج]]
* [[ذرة مكعبة|نظرية الذرة المكعبة]]
* [[تصور بوهر]]
* [[تصور موجي|التصور الموجي]] وهو التصور المقبول حاليا راجع [[#تركيب الذرة|تركيب الذرة]].

وبينما تم إثبات خطأ نظرية ديموقراطس تماما، فإن كثير من النظريات الحديثة مبنية على أفكار مشابهه مثل الشكل و[[إهتزاز|الإهتزاز]] وهذه الأفكار تماثل خواص الجسيمات تحت الذرية.

=== أصل تسمية الذرة ===

يرجع أصل كلمة الذرة إلى الكلمة [[إغريق|الإغريقية]] أتوموس، وتعنى غير قابل للانقسام. وحتى ال[[قرن 19]] حيث تم عرض [[تصور بوهر]] كان الاعتقاد السائد أن الذرات جسيمات دقيقة للغاية وغير قابلة للانقسام

== راجع أيضا ==

* [[رابطة كيميائية|الروابط الكيميائية]]
* [[تأثير زيمان]]
* [[ذرة غير إعتيادية|الذرات الغير إعتيادية]]
* [[إنقسام لا نهائي|الانقسام اللانهائي]] 
* [[قائمة جسيمات|قائمة الجسيمات]]
* [[نظير مشع|النظائر المشعة]]
* [[ذرة فائقة|الذرات الفائقة]]
* [[ذرة فائقة ثقيلة|الذرات الفائقة الثقيلة]]
* [[عناصر ما وراء اليورانيوم]]'''

== وصلات خارجية ==
* [http://www.bartleby.com/61/19/A0501900.html القاموس الأمريكى للذرة]
* [http://www.sunspot.noao.edu/sunspot/pr/answerbook/universe.html الكون عند قمة سكرامنتو]
* [http://science.howstuffworks.com/atom.htm ما هي الذرة]

{{جسيمات}}

{{وصلة مقالة جيدة|no}}
{{وصلة مقالة جيدة|uk}}

[[تصنيف:كيمياء]]
[[تصنيف:فيزياء ذرية]]

{{وصلة مقالة مختارة|en}}
{{وصلة مقالة مختارة|zh}}
[[af:Atoom]]
[[an:Atomo]]
[[arz:ذره]]
[[ast:Átomu]]
[[az:Atom]]
[[bar:Atom]]
[[bat-smg:Atuoms]]
[[be:Атам]]
[[be-x-old:Атам]]
[[bg:Атом]]
[[bn:পরমাণু]]
[[br:Atom]]
[[bs:Atom]]
[[bug:Atong]]
[[ca:Àtom]]
[[cs:Atom]]
[[cy:Atom]]
[[da:Atom]]
[[de:Atom]]
[[dsb:Atom]]
[[el:Άτομο]]
[[en:Atom]]
[[eo:Atomo]]
[[es:Átomo]]
[[et:Aatom]]
[[eu:Atomo]]
[[ext:Átomu]]
[[fa:اتم]]
[[fi:Atomi]]
[[fiu-vro:Aadom]]
[[fo:Atom]]
[[fr:Atome]]
[[frr:Atoom]]
[[fy:Atoom]]
[[ga:Adamh]]
[[gl:Átomo]]
[[gv:Breneen]]
[[haw:ʻĀtoma]]
[[he:אטום]]
[[hi:परमाणु]]
[[hr:Atom]]
[[hsb:Atom]]
[[ht:Atòm]]
[[hu:Atom]]
[[hy:Ատոմ]]
[[ia:Atomo]]
[[id:Atom]]
[[io:Atomo]]
[[is:Frumeind]]
[[it:Atomo]]
[[ja:原子]]
[[jbo:ratni]]
[[ka:ატომი]]
[[kk:Атом]]
[[kn:ಪರಮಾಣು]]
[[ko:원자]]
[[ku:Atom]]
[[la:Atomus]]
[[lb:Atom]]
[[lmo:Atum]]
[[ln:Atome]]
[[lo:ປະລະມະນູ]]
[[lt:Atomas]]
[[lv:Atoms]]
[[mg:Atôma]]
[[mhr:Атом]]
[[mk:Атом]]
[[ml:അണു]]
[[mn:Атом]]
[[mr:अणू]]
[[ms:Atom]]
[[mwl:Átomo]]
[[my:အက်တမ်]]
[[nds:Atom]]
[[ne:अणु]]
[[new:अणु]]
[[nl:Atoom]]
[[nn:Atom]]
[[no:Atom]]
[[nov:Atome]]
[[nrm:Atôme]]
[[os:Атом]]
[[pa:ਪਰਮਾਣੂ]]
[[pam:Atom]]
[[pih:Etem]]
[[pl:Atom]]
[[pnb:ایٹم]]
[[pt:Átomo]]
[[qu:Iñuku]]
[[ro:Atom]]
[[ru:Атом]]
[[scn:Àtumu]]
[[sco:Atom]]
[[sh:Atom]]
[[si:පරමාණු]]
[[simple:Atom]]
[[sk:Atóm]]
[[sl:Atom]]
[[sq:Atomi]]
[[sr:Атом]]
[[srn:Atomi]]
[[stq:Atom]]
[[su:Atom]]
[[sv:Atom]]
[[sw:Atomi]]
[[szl:Atům]]
[[ta:அணு]]
[[tg:Атом]]
[[th:อะตอม]]
[[tl:Atomo]]
[[tr:Atom]]
[[ug:ئاتوم]]
[[uk:Атом]]
[[ur:جوہر]]
[[uz:Atom]]
[[vec:Àtomo]]
[[vi:Nguyên tử]]
[[war:Atomo]]
[[wo:Xarefulwoon]]
[[xal:Атом]]
[[yi:אטאם]]
[[yo:Átọ̀mù]]
[[zh:原子]]
[[zh-min-nan:Goân-chú]]
[[zh-yue:原子]]