خلاصه درس فصل ۱ شیمی دهم؛ درسنامه و نکات مهم

اگر مواد سازندۀ زمین و مشتری را مقایسه کنیم، می‌بینیم نوع و فراوانی عنصرها در آن‌ها یکسان نیست. این تفاوت‌ها سرنخ‌هایی برای شناخت گذشتهٔ کیهان هستند.

طبق توضیح این درس، پس از مهبانگ و پدید آمدن ذره‌های زیراتمی، هیدروژن و هلیم به وجود آمدند. با سردتر شدن جهان، این گازها متراکم شدند و ابرهای گازی یا سحابی‌ها را ساختند؛ ستاره‌ها بعدها از این مجموعه‌ها پدید آمدند.

درون ستاره‌ها، دما و فشار بسیار بالاست و واکنش‌های هسته‌ای می‌توانند از عنصرهای سبک‌تر، عنصرهای سنگین‌تر بسازند. انفجارهای پایان عمر ستاره‌ها نیز به پراکنده شدن عنصرها کمک می‌کنند. نور و گرمای خورشید از تبدیل هیدروژن به هلیم سرچشمه می‌گیرد؛ انرژی این فرایند بسیار بیشتر از واکنش‌های شیمیایی روزمره، مانند سوختن گاز اجاق، است.

عنصر از یک نوع اتم ساخته شده است؛ اما این به معنی هم‌جرم بودن همۀ اتم‌های آن نیست. اتم‌های یک عنصر می‌توانند ایزوتوپ‌های متفاوت داشته باشند: شمار پروتون‌هایشان یکسان، ولی شمار نوترون‌هایشان متفاوت باشد.

در نماد $^{A}_{Z}\mathrm{E}$، عدد اتمی $Z$ شمار پروتون‌ها و عدد جرمی $A$ مجموع شمار پروتون‌ها و نوترون‌هاست. بنابراین شمار نوترون‌ها از رابطۀ $N=A-Z$ به دست می‌آید. در اتم خنثی، شمار الکترون‌ها نیز با شمار پروتون‌ها برابر است.

مثلاً ایزوتوپ‌های منیزیم همگی منیزیم‌اند و یک جایگاه در جدول دوره‌ای دارند. چون عدد اتمی یکسانی دارند، خواص شیمیایی آن‌ها یکسان است؛ اما تفاوت جرم می‌تواند باعث تفاوت در خواص فیزیکی وابسته به جرم، مانند چگالی، شود. پس «یک عنصر بودن» را با «جرم یکسان داشتن» اشتباه نگیر!

همۀ ایزوتوپ‌ها پایدار نیستند. هسته‌های ناپایدار با گذشت زمان واپاشی می‌کنند و پرتو و انرژی آزاد می‌کنند؛ به این ایزوتوپ‌ها رادیوایزوتوپ می‌گوییم. مثلاً در میان ایزوتوپ‌های هیدروژن، بعضی پایدار و بعضی پرتوزا هستند؛ پس نام عنصر به‌تنهایی پایداری اتم را مشخص نمی‌کند.

نیمه‌عمر مدت زمانی است که شمار هسته‌های پرتوزای باقی‌مانده به نصف شمار آغازین برسد. نیمه‌عمر کوتاه‌تر نشان می‌دهد هسته‌های آن ایزوتوپ سریع‌تر واپاشی می‌کنند. این تعریف به یک مجموعۀ بزرگ از هسته‌ها مربوط است، نه اینکه هر هسته دقیقاً در لحظۀ مشخصی واپاشی کند.

درصد فراوانی نیز سهم هر ایزوتوپ از کل اتم‌های آن عنصر در نمونه است:

$\text{درصد فراوانی}=\frac{\text{شمار اتم‌های ایزوتوپ}}{\text{شمار کل اتم‌های عنصر}}\times 100$

بنابراین پرتوزایی و فراوانی دو ویژگی متفاوت‌اند؛ کم‌بودن یک ایزوتوپ به‌تنهایی نشانۀ پرتوزا بودن آن نیست.

آیا انسان فقط می‌تواند از عنصرهای موجود در طبیعت استفاده کند؟ نه؛ با واکنش‌های هسته‌ای می‌توان عنصرهای ساختگی نیز تولید کرد. کتاب از میان $118$ عنصر شناخته‌شده، $92$ عنصر را طبیعی و $26$ عنصر را ساختگی معرفی می‌کند و تکنسیم را نخستین عنصر ساخت بشر می‌نامد.

یکی از کاربردهای مهم تکنسیم، تصویربرداری پزشکی، از جمله بررسی غدۀ تیروئید است. یون حاوی تکنسیم که در این روش به کار می‌رود، از نظر اندازه به یون یدید شباهت دارد؛ بنابراین تیروئید هنگام جذب یدید می‌تواند آن را نیز جذب کند. تجمع این مادۀ پرتوزا امکان تصویربرداری را فراهم می‌کند.

پس کاربرد پزشکی یک رادیوایزوتوپ فقط به پرتو دادن آن وابسته نیست؛ رسیدن آن به بخش موردنظر بدن هم مهم است. تولید و مصرف این مواد باید کنترل‌شده و زیر نظر متخصصان باشد.

رادیوایزوتوپ‌ها در پزشکی، کشاورزی و تولید انرژی کاربرد دارند؛ اما مفید بودن آن‌ها به معنی بی‌خطر بودنشان نیست. برای نمونه، پسماند راکتور هسته‌ای همچنان پرتوزاست و مدیریت آن به مراقبت ویژه نیاز دارد.

یکی از ایزوتوپ‌های اورانیم، $^{235}\mathrm{U}$، در سوخت هسته‌ای کاربرد دارد. افزایش سهم این ایزوتوپ در مخلوط ایزوتوپ‌های اورانیم را غنی‌سازی ایزوتوپی می‌نامند. دقت کن: اینجا نسبت ایزوتوپ‌ها تغییر می‌کند، نه اینکه اورانیم به عنصر دیگری تبدیل شود.

در تشخیص بعضی توده‌های سرطانی نیز از گلوکز نشان‌دار، یعنی گلوکز حاوی اتم پرتوزا، استفاده می‌شود. یاخته‌های توده که رشد سریع‌تری دارند، گلوکز بیشتری مصرف می‌کنند؛ تجمع گلوکز نشان‌دار و ثبت پرتو آن با آشکارساز به شناسایی محل توده کمک می‌کند. این نمونه نشان می‌دهد چگونه می‌توان از ویژگی پرتوزایی، با کنترل و حفاظت، اطلاعات مفید به دست آورد.

جدول دوره‌ای را مثل یک نقشه ببین؛ جای هر عنصر در آن معنا دارد. عنصرها به ترتیب افزایش عدد اتمی، یعنی شمار پروتون‌های اتم، چیده شده‌اند؛ نه به ترتیب جرم اتمی.

جدول، هفت ردیف افقی یا دوره و هجده ستون یا گروه دارد. عنصرهای یک گروه خواص شیمیایی مشابهی دارند؛ پس برای پیش‌بینی رفتار یک عنصر، هم‌گروهی‌هایش سرنخ خوبی هستند. مثلاً هلیم و آرگون در گروه هجدهم قرار دارند و هر دو تمایل کمی به واکنش دارند.

هر خانه نیز شناسنامهٔ یک عنصر است: نام، نماد، عدد اتمی و جرم اتمی میانگین را نشان می‌دهد. برای نیتروژن، عدد اتمی $7$ و جرم اتمی میانگین $14.01\,\mathrm{amu}$ است؛ این دو عدد را با هم اشتباه نگیر.

برای وزن‌کردن طلا از باسکول کامیون استفاده نمی‌کنیم؛ ابزار و یکا باید با اندازهٔ چیزی که می‌سنجیم هماهنگ باشند. برای اتم‌ها هم به مقیاسی بسیار کوچک نیاز داریم.

دانشمندان جرم اتم‌ها را نسبت به یک مرجع می‌سنجند: یکای جرم اتمی با نماد $\mathrm{amu}$ یا $\mathrm{u}$. این یکا برابر یک‌دوازدهم جرم یک اتم کربن دوازده است:

$1\,\mathrm{amu}=\frac{1}{12}m(^{12}\mathrm{C})$

پس جرم اتم کربن دوازده در این مقیاس دقیقاً $12\,\mathrm{amu}$ است. جرم پروتون و نوترون هرکدام تقریباً $1\,\mathrm{amu}$ و جرم الکترون بسیار کمتر است. بنابراین جرم یک ایزوتوپ بر حسب $\mathrm{amu}$ تقریباً با عدد جرمی آن برابر است؛ اما عدد جرمی شمار پروتون‌ها و نوترون‌هاست، نه یک کمیت دارای یکای جرم.

چرا جرم اتمی درج‌شده در جدول معمولاً عددی صحیح نیست؟ چون یک عنصر طبیعی می‌تواند مخلوطی از ایزوتوپ‌های مختلف باشد. ایزوتوپ‌های یک عنصر پروتون‌های برابر، اما نوترون‌ها و جرم‌های متفاوت دارند.

عدد جدول، میانگین وزنی جرم اتم‌هاست. «وزنی» یعنی ایزوتوپ فراوان‌تر اثر بیشتری بر میانگین دارد؛ درست مثل میانگین نمره‌هایی که ضریب یکسان ندارند.

اگر جرم هر ایزوتوپ را $m_i$ و درصد فراوانی آن را $p_i$ بنامیم، رابطه چنین است:

$\overline{m}=\sum_i m_i\frac{p_i}{100}$

یعنی جرم هر ایزوتوپ را در سهم آن از کل ضرب می‌کنیم و حاصل‌ها را جمع می‌زنیم. مجموع درصدها باید $100$ باشد. میانگین بین جرم سبک‌ترین و سنگین‌ترین ایزوتوپ قرار می‌گیرد و به جرم ایزوتوپ فراوان‌تر نزدیک‌تر است.

برای شمارش دانه‌های ریز، لازم نیست تک‌تک آنها را جدا کنیم. می‌توان جرم تعداد مشخصی دانه را اندازه گرفت و از تقسیم آن بر تعداد، میانگین جرم یک دانه را یافت. سپس داریم:

$N=\frac{m_{\text{نمونه}}}{\overline{m}_{\text{هر ذره}}}$

جرم صورت و مخرج باید یکای یکسان داشته باشد. برای دانه‌های برنج نتیجه یک برآورد است، چون جرم همهٔ دانه‌ها دقیقاً برابر نیست.

در شیمی، برای بیان تعداد بسیار زیاد ذره‌ها از مول استفاده می‌کنیم. هر مول شامل $6.02\times10^{23}$ ذره است؛ این شمار را عدد آووگادرو می‌نامند. همان‌طور که «دوجین» تعداد را بیان می‌کند، مول هم بیانگر تعداد است، نه جرم. بنابراین یک مول اتم آهن و یک مول اتم کربن، شمار اتم برابر ولی جرم متفاوت دارند.

ترازوی آزمایشگاه جرم نمونه را با گرم نشان می‌دهد، نه با یکای جرم اتمی. برای رسیدن از این جرم به تعداد اتم‌ها، به یک پل نیاز داریم: جرم مولی، یعنی جرم یک مول ماده، با یکای $\mathrm{g\,mol^{-1}}$.

مقدار عددی جرم مولی یک عنصر با جرم اتمی میانگین آن برابر است، اما یکا و معنایشان فرق دارد. مثلاً برای کربن، جرم اتمی میانگین $12.01\,\mathrm{amu}$ و جرم مولی $12.01\,\mathrm{g\,mol^{-1}}$ است.

اگر جرم نمونه $m$، جرم مولی $M$ و مقدار ماده $n$ باشد:

$n=\frac{m}{M}\qquad N=nN_A$

مسیر را به خاطر بسپار: جرم ← مول ← شمار اتم‌ها. در عامل تبدیل، یکای ناخواسته را در مخرج بگذار تا حذف شود؛ برای تبدیل گرم به مول، گرم باید در مخرج عامل تبدیل باشد.

برای شناخت یک جسم، همیشه لازم نیست آن را لمس کنیم یا از آن نمونه برداریم. خورشید و ستاره‌ها بسیار دورند و نمی‌توان دماسنج معمولی را در آنها قرار داد؛ اما نورشان به ما می‌رسد و اطلاعاتی از آنها همراه دارد.

طیف‌سنج دستگاهی است که کمک می‌کند این اطلاعات را بررسی کنیم. الگوی ثبت‌شده از بررسی نور را «طیف» می‌نامند. دانشمندان از طیف برای شناخت مواد و بررسی ویژگی‌هایی مانند دما استفاده می‌کنند.

نور سفید خورشید هم ساده‌تر از چیزی که به نظر می‌رسد نیست! منشور یا قطره‌های آب می‌توانند آن را به گستره‌ای پیوسته از رنگ‌ها تجزیه کنند. در این طیف، رنگ‌ها بدون شکاف به یکدیگر می‌رسند؛ رنگین‌کمان نمونۀ آشنای چنین تجزیه‌ای است.

چشم ما همۀ پرتوهای الکترومغناطیسی را نمی‌بیند. فقط بخش کوچکی از آنها، از سرخ تا بنفش، نور مرئی است. فروسرخ و فرابنفش هم از پرتوهای الکترومغناطیسی‌اند، ولی با چشم معمولی دیده نمی‌شوند.

یکی از ویژگی‌های موج، طول موج با نماد $\lambda$ است؛ یعنی فاصلۀ دو قلۀ پیاپی موج. قاعدۀ مهم این درس را به خاطر بسپار: طول موج کوتاه‌تر، انرژی بیشتر. پس نور آبی نسبت به نور سرخ طول موج کوتاه‌تر و انرژی بیشتری دارد.

کنترل تلویزیون نمونه‌ای روزمره از کاربرد فروسرخ است. ممکن است نور آن را در تصویر بعضی دوربین‌های گوشی ببینی، در حالی که با چشم نمی‌بینی؛ البته همۀ دوربین‌ها به آن حساس نیستند. دماسنج فروسرخ نیز با دریافت پرتوهای جسم، دما را بدون تماس تعیین می‌کند.

رنگ‌های آتش‌بازی تصادفی نیستند؛ مواد مختلف می‌توانند نورهای متفاوتی تولید کنند. در نمونه‌های کتاب، سدیم و نمک‌های آن شعلۀ زرد، مس و نمک‌های آن شعلۀ سبز، و لیتیم و نمک‌های آن شعلۀ سرخ ایجاد می‌کنند. یکسان بودن رنگِ فلز و نمک‌های گوناگونش، نقش عنصر فلزی را نشان می‌دهد.

وقتی ماده انرژی می‌گیرد و پرتو گسیل می‌کند، نشر رخ می‌دهد. اگر نور نشرشده از اتم‌های یک عنصر را تجزیه کنیم، به‌جای نواری پیوسته، خط‌هایی جدا در طول موج‌های معین می‌بینیم: طیف نشری خطی.

این الگو مثل بارکد به شناسایی عنصر کمک می‌کند. فقط تعداد خط‌ها مهم نیست؛ جایگاه آنها هم باید بررسی شود. مثلاً لیتیم در گسترۀ مرئی چهار خط دارد، اما هر طیف چهارخطی الزاماً متعلق به لیتیم نیست.

این خط‌های جدا چه چیزی از درون اتم می‌گویند؟ هیدروژن، ساده‌ترین اتم، یک پروتون در هسته و یک الکترون پیرامون آن دارد. بور با توجه به انرژی‌های معین الکترون، طیف هیدروژن را توضیح داد؛ اما مدل او برای توضیح طیف دیگر عنصرها کافی نبود.

در ساختار لایه‌ای، هسته بخش بسیار کوچکی در مرکز اتم است و الکترون‌ها در فضای بزرگ‌تری پیرامون آن توزیع می‌شوند. لایه‌ها را از داخل به بیرون با عدد کوانتومی اصلی، یعنی $n$، شماره‌گذاری می‌کنیم: $n=1$، سپس $n=2$ و به همین ترتیب.

این تصویر را مسیر حرکت قطعی الکترون تصور نکن؛ بخش پررنگ هر لایه، ناحیۀ احتمال حضور بیشتر است. انرژی نیز مانند ارتفاع روی یک سطح شیب‌دار، دلخواه نیست: الکترون هنگام جابه‌جایی میان لایه‌ها، بسته‌های معین انرژی می‌گیرد یا از دست می‌دهد؛ شبیه تفاوت ارتفاع پله‌ها.

حالا می‌توانیم مسیر تولید نور را دنبال کنیم. اتم در حالت پایه آرایش کم‌انرژی‌تر و پایدارتر خود را دارد. اگر انرژی مناسب دریافت کند، الکترون می‌تواند به لایۀ بالاتر برود؛ در این حالت، اتم برانگیخته شده است. در این مدل، هرچه لایه از هسته دورتر باشد، انرژی الکترون بیشتر است.

اتم برانگیخته تمایل دارد انرژی اضافی را از دست بدهد. هنگام انتقال الکترون از لایۀ بالاتر به پایین‌تر، نور نشر می‌شود. انرژی نور به اختلاف انرژی آن دو لایه مربوط است؛ پس طول موج نور هم معین خواهد بود.

به همین دلیل طیف، خط‌خطی است، نه پیوسته. چون اختلاف انرژی لایه‌ها در عنصرهای مختلف متفاوت است، الگوی خط‌ها هم متفاوت می‌شود. پس زنجیرۀ اصلی این است: جذب انرژی، برانگیختگی، بازگشت و نشر نور.

برای شناختن درون اتم، شیمی‌دان‌ها نور گسیل‌شده از آن را بررسی می‌کنند؛ این نور دربارهٔ انرژی لایه‌های الکترونی خبر می‌دهد. در اتم خنثی، شمار الکترون‌ها با عدد اتمی برابر است؛ اما این الکترون‌ها همگی در یک جایگاه قرار نمی‌گیرند.

اتم را مانند ساختمانی با طبقه‌ها و بخش‌های گوناگون تصور کن؛ البته الکترون‌ها واقعاً در اتاق‌های ثابت نیستند! شمارهٔ لایه با عدد کوانتومی اصلی، $n$، مشخص می‌شود. هر لایه زیرلایه‌هایی دارد که نوعشان با عدد کوانتومی فرعی، $l$، مشخص می‌شود:

• مقدارهای مجاز: $l=0,1,\ldots,n-1$؛ پس لایهٔ شمارهٔ $n$، دارای $n$ زیرلایه است.
• نوع‌های $s,p,d,f$ به‌ترتیب با $l=0,1,2,3$ مشخص می‌شوند.
• گنجایش این زیرلایه‌ها به‌ترتیب $2,6,10,14$ الکترون است؛ رابطهٔ آن $a_l=4l+2$ است.

پس لایهٔ اول فقط $1s$ و لایهٔ دوم، $2s$ و $2p$ دارد. در نماد $2p$، عدد، لایه را نشان می‌دهد و حرف، نوع زیرلایه را؛ این دو را با شمار الکترون‌ها اشتباه نگیر.

برای نوشتن آرایش الکترونی حالت پایه، باید الکترون‌ها را از زیرلایه‌های کم‌انرژی‌تر در زیرلایه‌ها جای دهیم. این روش، قاعدهٔ آفباست؛ مانند پرکردن جایگاه‌هایی که ابتدا کم‌هزینه‌ترین آن‌ها انتخاب می‌شود.

برای مقایسهٔ انرژی، مجموع $n+l$ را بررسی کن: مقدار کمتر، انرژی کمتر دارد. اگر این مجموع برابر بود، زیرلایه‌ای با $n$ کمتر زودتر پر می‌شود. ترتیب موردنیاز تا عنصر سی‌وششم چنین است:

$1s\rightarrow2s\rightarrow2p\rightarrow3s\rightarrow3p\rightarrow4s\rightarrow3d\rightarrow4p$

در نوشتن آرایش، توانِ بالای نماد زیرلایه، شمار الکترون‌های آن را نشان می‌دهد؛ مثلاً $2p^4$ یعنی چهار الکترون در آن زیرلایه. مجموع توان‌ها باید با شمار الکترون‌های اتم برابر باشد.

حالا پاسخ معمای آغاز روشن است: در دورهٔ سوم فقط $3s$ و $3p$ پر می‌شوند؛ پرشدن $3d$ به دورهٔ بعد می‌رسد. البته آفبا برای همهٔ اتم‌ها بی‌استثنا نیست؛ آرایش واقعی کروم و مس به‌ترتیب $\mathrm{[Ar]}\,3d^5\,4s^1$ و $\mathrm{[Ar]}\,3d^{10}\,4s^1$ است. این آرایش‌ها با داده‌های طیف‌سنجی تعیین شده‌اند.

آرایش فشرده مثل کوتاه‌نویسی یک نشانی آشناست: بخش آغازین آرایش را که با آرایش یک گاز نجیب پیشین یکسان است، با نماد آن گاز در کروشه جایگزین می‌کنیم. کروشه به معنی حذف الکترون‌ها نیست؛ آن‌ها فقط کوتاه نوشته شده‌اند.

از آرایش می‌توان جای عنصر در جدول را هم پیدا کرد:

• دوره: بزرگ‌ترین مقدار $n$ در آرایش است؛ نه لزوماً عددِ آخرین زیرلایهٔ نوشته‌شده.
• گروه‌های اول و دوم: شمارهٔ گروه با شمار الکترون‌های ظرفیت برابر است.
• گروه‌های سیزدهم تا هجدهم: شمارهٔ گروه، ده واحد بیشتر از شمار الکترون‌های ظرفیت است. هلیم با دو الکترون در گروه هجدهم است.
• دستهٔ $d$ در دورهٔ چهارم: الکترون‌های $4s$ و $3d$ هر دو ظرفیت به‌شمار می‌آیند و مجموعشان شمارهٔ گروه را می‌دهد.

برای عنصرهای دسته‌های $s$ و $p$، الکترون‌های ظرفیت در بیرونی‌ترین لایه‌اند. دسته‌های $s,p,d,f$ نیز نشان می‌دهند کدام نوع زیرلایه در آن بخش جدول در حال پرشدن است؛ هلیم با آرایش $1s^2$ به دلیل رفتارش کنار گازهای نجیب قرار می‌گیرد.

چرا شناختن الکترون‌های ظرفیت مهم است؟ چون بخش مهمی از رفتار شیمیایی اتم به همین الکترون‌ها مربوط است. گازهای نجیب واکنش‌پذیری بسیار کمی دارند و لایهٔ ظرفیتشان کامل است: هلیم دو الکترون و گازهای نجیب دیگر هشت الکترون ظرفیت دارند. آرایش هشت‌تایی برای بسیاری از اتم‌های این درس، الگویی برای رسیدن به پایداری بیشتر است.

لوویس برای نمایش سادهٔ الکترون‌های ظرفیت، آن‌ها را با نقطه دور نماد شیمیایی نشان داد. در این نمایش، الکترون‌های لایه‌های درونی رسم نمی‌شوند. ابتدا در چهار سمت نماد، تک‌نقطه قرار بده؛ از الکترون پنجم به بعد، نقطه‌ها را جفت کن. بنابراین پیش از آنکه چهار سمت سهمی بگیرند، یک سمت را جفت نمی‌کنیم.

اتم‌های عنصرهای یک گروه اصلی معمولاً شمار نقطه‌های یکسانی دارند؛ همین شباهت به فهم رفتار مشابه آن‌ها کمک می‌کند. اتم‌ها می‌توانند با دادن، گرفتن یا به‌اشتراک‌گذاشتن الکترون به آرایش پایدارتر برسند؛ رسیدن به پایداری همیشه به معنی تشکیل یون نیست.

وقتی اتم الکترون از دست می‌دهد، شمار پروتون‌هایش عوض نمی‌شود؛ بنابراین بار مثبت پیدا می‌کند و کاتیون می‌شود. گرفتن الکترون، یون منفی یا آنیون می‌سازد. یون تک‌اتمی از یک اتم تشکیل شده است.

در الگوی این درس و در شرایط مناسب، اتم‌های گروه‌های اول و دوم به‌ترتیب یک و دو الکترون از دست می‌دهند و به آرایش گاز نجیب پیشین می‌رسند. اتم‌های گروه‌های پانزدهم، شانزدهم و هفدهم به‌ترتیب سه، دو و یک الکترون می‌گیرند و به آرایش گاز نجیب هم‌دورهٔ خود می‌رسند. برای بسیاری از اتم‌های دارای حداکثر سه الکترون ظرفیت نیز ازدست‌دادن همهٔ الکترون‌های ظرفیت، مسیر تشکیل کاتیون است؛ این الگو را نباید به همهٔ اتم‌ها تعمیم داد.

جاذبهٔ قوی میان یون‌های ناهمنام، پیوند یونی است. در ترکیب یونی، مجموع بارهای مثبت و منفی باید یکدیگر را خنثی کنند. فرمول $\mathrm{CaCl_2}$ نسبت یک یون کلسیم به دو یون کلرید را نشان می‌دهد، نه یک به یک. ترکیب یونی ساخته‌شده از فقط دو عنصر، «دوتایی» نام دارد؛ دوتایی بودن به شمار نوع عنصرها مربوط است، نه شمار یون‌ها.

وقتی اتم الکترون از دست می‌دهد، تعداد پروتون‌هایش از الکترون‌هایش بیشتر می‌شود و کاتیون می‌سازد. با گرفتن الکترون، تعداد الکترون‌ها بیشتر می‌شود و آنیون به وجود می‌آید؛ در این تغییر، هسته عوض نمی‌شود.

در شرایط مناسب، کلسیم دو الکترون از دست می‌دهد و به $\mathrm{Ca^{2+}}$ تبدیل می‌شود. اکسیژن هم دو الکترون می‌گیرد و $\mathrm{O^{2-}}$ می‌سازد. هر دو به آرایش الکترونی یک گاز نجیب می‌رسند.

جاذبهٔ قوی میان این بارهای مخالف، پیوند یونی است. مادهٔ حاصل، کلسیم اکسید با فرمول $\mathrm{CaO}$، یک ترکیب یونی است. یون‌های این مثال تک‌اتمی‌اند؛ یعنی هر یون فقط از یک اتم ساخته شده است.

ترکیب یونی در مجموع خنثی است، نه اینکه یون‌های آن بی‌بار باشند! باید مجموع بارهای مثبت و منفی یکدیگر را جبران کنند. برای نوشتن فرمول، کوچک‌ترین نسبت صحیح یون‌ها را پیدا می‌کنیم که این شرط را برقرار کند.

در کلسیم کلرید، هر $\mathrm{Ca^{2+}}$ به دو $\mathrm{Cl^-}$ نیاز دارد؛ چون $+2+2(-1)=0$. پس فرمول آن $\mathrm{CaCl_2}$ است. زیروند کلر تعداد نسبی یون‌های کلرید را نشان می‌دهد؛ زیروند یک را نمی‌نویسیم.

در سدیم سولفید نیز دو یون $\mathrm{Na^+}$ بار یک یون $\mathrm{S^{2-}}$ را جبران می‌کنند و فرمول $\mathrm{Na_2S}$ به دست می‌آید. ترکیبی که فقط از دو عنصر ساخته شده و ذره‌های سازنده‌اش یون‌اند، ترکیب یونی دوتایی است؛ «دوتایی» یعنی دو نوع عنصر، نه دو یون.

حالا که فرمول را می‌شناسی، نام ترکیب را هم می‌توانی بخوانی. برای ترکیب‌های یونی دوتایی این درس، ابتدا نام کاتیون و سپس نام آنیون را می‌گوییم. نام کاتیون همان نام فلز است، اما برای آنیون باید نام ویژه‌اش را بشناسی.

مثلاً آنیون اکسیژن «اکسید»، گوگرد «سولفید»، نیتروژن «نیترید» و کلر «کلرید» نام دارد. پس $\mathrm{MgO}$ را «منیزیم اکسید» و $\mathrm{LiBr}$ را «لیتیم برمید» می‌خوانیم.

زیروندها نسبت یون‌ها را نشان می‌دهند، اما در نام‌گذاری این ترکیب‌ها آنها را نمی‌خوانیم؛ برای نمونه، $\mathrm{K_2O}$ «پتاسیم اکسید» است. برای رفتن از نام به فرمول، ابتدا یون‌ها و بارشان را مشخص کن و سپس شرط خنثی بودن را به کار ببر.

آیا هر پیوندی با گرفتن و دادن الکترون ساخته می‌شود؟ نه! دو اتم کلر می‌توانند به جای انتقال الکترون، آن را به اشتراک بگذارند. هر اتم کلر هفت الکترون ظرفیت دارد و یک الکترون از هر اتم در یک جفت مشترک قرار می‌گیرد.

این جفت به هر دو اتم تعلق دارد؛ بنابراین هر اتم، با حساب کردن جفت مشترک، هشت الکترون در لایهٔ ظرفیت خود دارد. این جفت الکترون یک پیوند اشتراکی یا کووالانسی می‌سازد و مولکول $\mathrm{Cl_2}$ تشکیل می‌شود.

پس در اینجا یون مثبت و منفی نمی‌سازیم. اتم‌های نافلز در شرایط مناسب می‌توانند با پیوند اشتراکی مولکول بسازند. مواد خالصی که ذره‌های سازندهٔ آنها مولکول است، مواد مولکولی نام دارند؛ گاز کلر یکی از آنهاست.

تا اینجا دیده‌ای که اتم‌ها می‌توانند با از دست دادن یا گرفتن الکترون، یون بسازند؛ اما تشکیل هر ترکیبی به این روش نیست. اتم‌های نافلز در شرایط مناسب می‌توانند الکترون‌هایشان را به اشتراک بگذارند و مولکول بسازند.

هر اتم کلر هفت الکترون ظرفیت دارد. وقتی دو اتم کلر نزدیک می‌شوند، هر کدام یک الکترون در اختیار پیوند می‌گذارد. این دو الکترون، یک جفت الکترون اشتراکی می‌سازند که برای هر دو اتم شمرده می‌شود؛ پس هر کلر به آرایش هشت‌تایی می‌رسد.

این جفت مشترک، یک پیوند اشتراکی یا کووالانسی است. آن را می‌توان با یک خط نشان داد: $\mathrm{Cl{-}Cl}$. اشتراک را با انتقال اشتباه نگیر: در اینجا یکی از اتم‌ها الکترون را کاملاً به دیگری واگذار نکرده است.

همۀ اتم‌ها با یک جفت اشتراکی به آرایش مناسب نمی‌رسند. اکسیژن شش الکترون ظرفیت دارد؛ در $\mathrm{O_2}$ دو اتم اکسیژن، دو جفت الکترون را مشترک می‌کنند. این پیوند دوگانه را با $\mathrm{O{=}O}$ نمایش می‌دهیم.

در آب، اکسیژن با هر هیدروژن یک جفت الکترون مشترک دارد. اکسیژن هشت‌تایی می‌شود، اما هر هیدروژن با دو الکترون به آرایش مناسب می‌رسد؛ پس قاعدۀ هشت‌تایی را نباید به هیدروژن تحمیل کنیم.

فرمول مولکولی می‌گوید مولکول از چه عنصرهایی و چند اتم از هر کدام ساخته شده است. در $\mathrm{H_2O}$، زیروندِ هیدروژن یعنی دو اتم هیدروژن؛ نداشتن زیروند برای اکسیژن یعنی یک اتم اکسیژن. فرمول مولکولی به‌تنهایی شکل قرارگیری اتم‌ها را نشان نمی‌دهد. مادۀ خالصی که ذره‌های سازندۀ آن مولکول باشند، مادۀ مولکولی نام دارد.

برای رسم آرایش الکترون ــ نقطه‌ای، الکترون‌های ظرفیت را دنبال کن. هر جفت مشترک را میان دو اتم بگذار؛ جفت‌هایی را که در پیوند شرکت ندارند، کنار اتم خودشان نگه دار. می‌توانی به‌جای هر جفت مشترک یک خط بکشی، اما جفت‌های ناپیوندی را نباید فراموش کنی.

در $\mathrm{HCl}$ یک پیوند تشکیل می‌شود و روی کلر سه جفت ناپیوندی باقی می‌ماند. در $\mathrm{NH_3}$، نیتروژن با سه هیدروژن سه پیوند می‌سازد و یک جفت ناپیوندی دارد. در $\mathrm{CH_4}$، کربن چهار پیوند با چهار هیدروژن می‌سازد و جفت ناپیوندی ندارد.

در پایان رسم، یک وارسی کوتاه انجام بده: آیا هر هیدروژن دو الکترون دارد؟ آیا برای اتم مرکزیِ این نمونه‌ها هشت الکترون شمرده می‌شود؟ یادت باشد هر جفت مشترک را برای هر دو اتمِ دو سوی پیوند حساب کنی.

فرمول مولکولی برای محاسبۀ جرم مولی هم راهنماست. برای این کار، جرم مولی هر نوع اتم را در شمار آن اتم در فرمول ضرب کن و سهم‌ها را با هم جمع بزن. یکای پاسخ $\mathrm{g\,mol^{-1}}$ است.

مثلاً برای متان، باید سهم یک اتم کربن و چهار اتم هیدروژن را در نظر بگیری؛ نه اینکه فقط جرم مولی کربن و هیدروژن را یک بار با هم جمع کنی. زیروندها در این محاسبه نقش شمارنده دارند.

پیوندها را نیز سهم جداگانه‌ای در این جمع حساب نمی‌کنیم؛ روش این درس، جمع کردن جرم مولی اتم‌های سازنده با توجه به تعداد آن‌هاست. پیش از شروع هر محاسبه، کنار فرمول برای خودت بنویس از هر عنصر چند اتم وجود دارد.

این تمرین‌ها را با یک نقشهٔ راه شروع کن: عدد اتمی ← تعداد الکترون ← آرایش الکترونی ← جایگاه در جدول. در اتم خنثی، تعداد الکترون‌ها با پروتون‌ها برابر است. برای آهن، آرایش فشرده برابر $[\mathrm{Ar}]\,3d^6\,4s^2$ است. بزرگ‌ترین شمارهٔ لایه، دوره را مشخص می‌کند؛ بنابراین آهن در دورهٔ چهارم قرار دارد. آهن از عنصرهای دستهٔ $d$ و در گروه هشتم است؛ برای عنصرهای واسطه نباید گروه را فقط از تعداد الکترون‌های بیرونی‌ترین لایه حدس زد.

ایزوتوپ‌های یک عنصر، پروتون‌های برابر ولی نوترون‌های متفاوت دارند. پس اتم‌های خنثی آن‌ها در حالت پایه، آرایش الکترونی و جایگاه یکسان دارند؛ این همان دلیل هم‌مکانی آن‌ها در جدول است.

جرم اتمی میانگین به فراوانی ایزوتوپ‌ها هم وابسته است: $\overline{m}=\sum f_i m_i$؛ در این رابطه $f_i$ سهم فراوانی و مجموع سهم‌ها برابر $1$ است. مانند میانگین نمره‌های ضریب‌دار، سهم بیشتر یعنی اثر بیشتر. اگر جرم دقیق ایزوتوپ‌ها داده نشده باشد، در تمرین‌های تقریبی می‌توان عدد جرمی را به‌جای جرم ایزوتوپی به کار برد.

در آرایش الکترون‌ـ‌نقطه‌ای، نماد عنصر را با نقطه‌هایی برای الکترون‌های ظرفیت نشان می‌دهیم. برای عنصرهای اصلی، این نقطه‌ها کمک می‌کنند رفتار اتم را پیش‌بینی کنیم: فلزها معمولاً الکترون از دست می‌دهند و نافلزها الکترون می‌گیرند یا به اشتراک می‌گذارند.

در تشکیل ترکیب یونی، الکترون منتقل می‌شود، اما فرمول نهایی باید از نظر بار خنثی باشد. مثلاً کنار یون $\mathrm{Ca^{2+}}$ و یون $\mathrm{N^{3-}}$ باید نسبتی انتخاب شود که مجموع بارهای مثبت و منفی برابر شود؛ صرفاً کنار هم نوشتن نماد دو عنصر کافی نیست. زیروندها ساده‌ترین نسبت تعداد یون‌ها را نشان می‌دهند. در نام‌گذاری نیز نام کاتیون پیش از نام آنیون می‌آید؛ مانند پتاسیم فلوئورید.

در مولکول‌ها، به‌جای انتقال کامل، الکترون‌ها مشترک می‌شوند. هر جفت مشترک یک پیوند است. برای مولکول‌های دواتمی هیدروژن و هالوژن‌ها پیوند یگانه، برای اکسیژن پیوند دوگانه و برای نیتروژن پیوند سه‌گانه داریم. در رسم ساختار، جفت‌های ناپیوندی را هم نشان بده؛ هیدروژن با دو الکترون و اتم‌های نافلزی مطرح‌شده در این تمرین‌ها معمولاً با هشت الکترون در لایهٔ ظرفیت پایدار می‌شوند.

برای حل پرسش‌های جرم و تعداد ذره، سه کمیت را جدا نگه دار: جرم نمونه با نماد $m$، مقدار ماده با نماد $n$ و تعداد ذره‌ها با نماد $N$. پل ارتباطی آن‌ها این دو رابطه است: $n=\frac{m}{M}$ و $N=nN_A$. در اینجا $M$ جرم مولی برحسب $\mathrm{g\,mol^{-1}}$ و $N_A\simeq6.02\times10^{23}\,\mathrm{mol^{-1}}$ است.

جرم یک مولکول از جمع جرم اتم‌های سازنده‌اش به‌دست می‌آید؛ زیروند هر عنصر می‌گوید جرم آن اتم چند بار در جمع وارد شود. در $\mathrm{CO_2}$ باید جرم یک اتم کربن و دو اتم اکسیژن را جمع کنی.

عدد جرم یک مولکول برحسب $\mathrm{amu}$ و عدد جرم مولی همان ماده برحسب $\mathrm{g\,mol^{-1}}$ یکسان است، اما معنا و واحدشان فرق دارد. یکی دربارهٔ یک مولکول است و دیگری دربارهٔ یک مول مولکول. همچنین برای یافتن جرم مولی از جرم متوسط هر اتم برحسب گرم، آن جرم را در ثابت آووگادرو ضرب می‌کنیم.

در پرسش درخشش خیارشور و شناسایی فلزهای سفال، یک ایدهٔ مشترک داریم: انرژی گرفتن و نور گسیل کردن. انرژی می‌تواند الکترون اتم را به حالت پرانرژی‌تر ببرد. هنگام بازگشت به حالت کم‌انرژی‌تر، اختلاف انرژی به شکل نور آزاد می‌شود. چون ترازهای انرژی هر عنصر مشخص‌اند، فقط طول موج‌های معینی دیده می‌شود؛ به همین دلیل طیف، خطی است نه نواری پیوسته.

برای شناسایی یک نمونه، جای خط‌های آن را با طیف عنصرهای مرجع مقایسه کن. نمونهٔ دارای چند عنصر می‌تواند مجموعه‌ای از خط‌های آن‌ها را نشان دهد. مانند تشخیص چند ساز در یک قطعهٔ موسیقی، باید دنبال چند نشانهٔ هماهنگ بگردی، نه فقط یک شباهت.

ممکن است یک خط بین چند عنصر مشترک باشد؛ پس یک خط به‌تنهایی معمولاً کافی نیست. همچنین ندیدن یک خط ضعیف، لزوماً نبودن عنصر را ثابت نمی‌کند. در آزمایش خیارشور، نور رنگی عمدتاً به گونه‌های سدیم مربوط است. این آزمایش با برق شهر خطرناک است و نباید بیرون از آزمایشگاه مجهز و بدون نظارت معلم انجام شود.

در پرسش‌های پایانی، اول مشخص کن چه چیزی را می‌شماری. اگر عدد اتمی $Z$ و عدد جرمی $A$ باشد، شمار پروتون‌ها $p=Z$ و شمار نوترون‌ها $N_n=A-Z$ است. برای یون با بار $q$، اگر علامت بار را هم در نظر بگیریم، شمار الکترون‌ها $e=Z-q$ می‌شود. پس یون مثبت الکترون کمتری دارد، اما یون شدن تعداد پروتون و نوترون را تغییر نمی‌دهد. برای مقایسهٔ نوترون‌ها، خودِ عدد جرمی کافی نیست.

بیرونی‌ترین لایه و بیرونی‌ترین زیرلایه یکی نیستند. بیرونی‌ترین لایه بزرگ‌ترین عدد اصلی را دارد؛ بیرونی‌ترین زیرلایه در این تمرین، زیرلایهٔ اشغال‌شدهٔ پرانرژی‌تر است. آرایش پایهٔ مس استثناست: $[\mathrm{Ar}]\,3d^{10}\,4s^1$. مس در دورهٔ چهارم و گروه یازدهم قرار دارد؛ لایهٔ بیرونی آن یک الکترون، ولی زیرلایهٔ $3d$ ده الکترون دارد.

برای شمارش برحسب عدد کوانتومی، $l=0$ مربوط به همهٔ زیرلایه‌های $s$ و $l=2$ مربوط به همهٔ زیرلایه‌های $d$ است؛ فقط آخرین زیرلایه را نشمار. ظرفیت زیرلایه‌های $s,p,d$ به‌ترتیب $2,6,10$ الکترون است. زیرلایهٔ نیمه‌پر نصف ظرفیت خود را دارد؛ همچنین در آرایش نقطه‌ای، ابتدا نقطه‌ها را تک‌تک در چهار سوی نماد قرار می‌دهیم و سپس جفت می‌کنیم.