شيـمـي مـــدرن

ساختمان اتم :
مدت ¾ قرن دانشمندان مشغول جمع آوري اطلاعات درباره ساختمان اتم بودند . مقداري از اين معلومات از بررسي خواص اجسام راديو اکتيو مانند اوارنيم حاصل شده بود . دستگاههاي پرشتاب کننده ذره ها , در طيف نگار جرمي و دستگاههاي اشعه ‌X و طيف نماها و مقدار زيادي دستگاههاي الکتروني ديگر , اطلاعات بيشتري به دانشمندان دادند , و با مجموعه آنها تئوري قابل فهم ساختمان اتمي عناصر را , بسط دادند .
همانطور که در ۳§ از بخش يکم ديديم اين تئوري شامل توضيح مطلب مهم و قابل ملاحظه اي است که بوسيله يک مدل مطابق خواص معلوم عناصر بيان مي شود .
اين مدل ساختملن اتمي , در درس بعد از اين بخش و نيز در بخش چهارم بيان خواهد شد . شما همينطور که مي خوانيد متوجه باشيد که اين توضيحات بر مبناي بهترين توجيه حاصل از آزمايشهائي است که درباره ساختمان اتم بعمل آمده است . ممکن است در صورت لزوم آزمايشهاي بيشتري درباره تحقيق مدل اتمي عناصر بعمل آيد .
در زمان حاضر دانشمندان مشخص کرده اند که اتمها , ذره هاي ساده غير قابل تقسيم نيستند بلکه از چند جزء خيلي کوچکتر که بطور مفصلتري مرتب شده اند تشکيل شده اند .
يک اتم از دو قسمت اصلي تشکيل شده است . قسمت مرکزي که داراي بار الکتريکي مثبت است و به هسته مــوسـوم است . هسته بسيار کوچک و نسبتا سنگين است قطر هسته در حدود
۱۳ – ۱۰ سانتيمتر است . واحد مناسب تر براي بيان قطر اتم , آنگسترم o A است و يک آنگسترم برابر ۸ – ۱۰ سانتيمتر است . يعني o A 1 بهمان نسبت از cm 1 کوچکتر است که cm1 از ۱۰۰۰ کيلومتر کوچکتر مي باشد . پس قطر هسته در حدود o A 5 – ۱۰ مي شود و در حدود يک صد هزارم قطر اتم است . سعني اتم در حدود ۱ تا ۵ آنگسترم قطر دارد . ريزه هاي بسيار کوچک با بارالکتريسيته منقيس و بنام اکترون دور هسته در نواحي بنام لايه ها يا سطحهاي انرژي حرکت مي کنند در حدود سال ۱۹۱۳ نيل بهر دانشمند دانمارکي ( ۱۸۵۵ تا ۱۹۶۲ ) حرکت الکترونها بدوهسته را با حرکت سيارات منظومه شمسي بدور خورشيد مقايسه کرد . هر چند امروزه بعقيده دانشمندان فيزيک و شيمي , مسير حرکت الکترونها بدور هسته, مانند مدار سيارات مشخص و معلوم نيست و بايد حرکت الکترونها را با حرکت نامنظم زنبوران عسل بدور کندويشان تشبيه کنيم . زيرا الکترونها گاهي به هسته نزديک و گاهي از آن دور مي شوند . پس بايد فضاي خالي نسبتا بزرگي را دور هسته اشغال کنند . بنابراين مي گوئيم يک ابر الکتروني دور هسته , تشکيل مي دهند که به اتم حجم مي دهد و اتمهاي ديکر را طرد مي کنند .
هر اتمي از نظر الکتريکي خنثي است زيرا بارالکتريکي مثبت هسته برابر بار الکتريکي منفي الکترونهاي لايه ها يا سطوح انرژي است .

اتم هيدروژن :
معروفترين نوع هيدروژن گاهي بنام پروتيوم خوانده مي شود . و داراي هسته اي شامل يک پروتون است و يک الکترون دور اين هسته در گردش است . اين الکترون در داخلي ترين لايه , يا کمترين سطح انرژي که يک الکترون مي تواند داشته باشد , حرکت مي کند . اين لايه يا سطح انرژي , لايه K يا اولين سطح انرژي نام دارد . براي آنکه اندازه ها و فاصله هاي بين اجزاء اتم پروتيم بهتر فهميده شود . هسته ( يک پروتون ) را باندازه ته يک سنجاق ۲۵/۰ سانتيمتر نشان مي دهيم . باين مقياس الکترون که کمي از آن پروتون بزرگتر است , بايد دور هسته و بفاصله اي که بطور متوسط حدود ۱۲ متر باشد , يعني در کره اي باين شعاع حرکت کند . اين الکترون با سرعت دور هسته مي چرخد و عملا چنين فضائي را اشغال مي کند .
عدد اتمي يک اتم , برابر عده پروتونهاي هسته آنست . يک عنصر شامل اتمهايي است که همه آنها داراي يک عده مساوي پروتون در هسته شان مي باشند . بنابراين همه شان داراي همان عدد اتمي هستند ( تمام اتمهاي طبيعي که برانگيخته نشده و خنثي هستند , داراي يک آرايش الکتروني مساوي دور هشته شان هستند . ) عنصر هيدروژن شامل اتمهائي است که در هسته شان يک پروتون دارند . بنابراين عدد اتمي آنها برابر ۱ است . هر اتمي که داراي عدد اتمي ۱ باشد داراي يک پروتون در هسته اش خواهد بود و اتم هيدروژن است .
علاوه بر پروتيوم که ۹۸۵/۹۹ درصد در هيدروژن طبيعي وجود دارد و نوع ديگر از هيدروژن مي شناسيم که يکي ازآنها دوتريوم است که به نسبت %۱۵ ۰/۰ در هيدروژن طبيعي موجود است و هسته آن داراي يک پروتون و يک نوترون است و يک الکترون در خارج از هسته آن حرکت مي کند . نوع سوم هيدروژن , تري تيم است که خاصيت راديواکتيوي دارد و مقدار آن در طبيعت بسيار کم است .
ولي مصنوعا باواکنش هاي هسته اي ساخته مي شود . هسته تري تيم داراي يک پروتون و دو نوترون است و يک الکترون دور آن در گردش است .
اين سه قسم اتم همه اتم هيدروژن هستند زيرا هسته آنها يک پروتون دارد و عدد اتمي آنها در هر حال برابر ۱ است . با وجود اين چون عده نوترونهاي هسته آنها مختلف است , جرم اين اتمها متفاوت است .
اتمهاي يک عنصر که داراي جرمهاي مختلف هستند ايــزوتوپ يعني همخانه ناميده
مي شوند .
بيشتر عناصسر داري دو يا چند شکل ايزوتوپ هستند که ممکن است طبيعي باشند يا بطور مصنوعي تهيه شوند . با وجود آنکه ايزوتوپهاي عناصر داري جرم مختلف هستند در خواص شيميائي تفاوت زيادي ندارند .
هر يک از اقسام مختلف اتم که بوسيله ترکيب هسته هايش مشخص مي شود نو کليد مي نامند .
و نو کليدهائي که داراي عدد اتمي مساوي باشند ايزوتوپ ناميده مي شوند سه نوع ايزوتوپ هيدرژن نو کليدهاي پروتيم و دوتريم و تريتيم هستند .
علاوه برنامهائي که به نو کليدهاي هيدرژن داده شده است مي توان آنها را بوسيله عدد جرمي شان مشخص ساخت و عدد جرمي يک اتم برابر حاصل جمع پروتونها و نوترونهاي هسته آن است .
عدد جرمي پروتيم ۱ است ( ۱ پروتون + ۰ نوترون ) در صورتيکه در هسته دو تريم برابر۲ است ( ۱ پروتون + ۱ نوترون ) و در تريتيم ۳ است ( ۱ پروتون + ۲ نوترون ) . گاهي اين ايزوتوپها را با اسم هيدرژن ي۱ و هيدرژن ۲ و هيدرژن ۳ مشخص مي کنند .

قـانـون تنـاوبي بودن خواص عنـاصـر

۱_ جدول تناوبي مندليف :
اگر قرار شود , خواص ۱۰۴ عنصر شيميائي را براي کسب معلومات مختصري هم که باشد , در دانش شيمي بررسي کنيم , کار و تکليف مشکلي در پيش خواهيم داشت , اما اگر بعضي از عناصر خواص شبيه هم داشته باشند و بتوانيم آنها را با هم طبقه بندي کنيم , بخاطر سپردن خواص مشخص کننده هر طبقه زياد مشکل نخواهد بود , حتي ممکن است بعضي تغيير ها را در خواص افراد هر طبقه بخاطر بسپاريم . مخصوصا اگر اين تغييرات بطور منظمي صورت گيرد . در طول اواخر قرن هيجدهم و اوايل قرن نوزدهم , شيمي دانان بعضي اجسام را بعنوان عنصر شيميائي مشخص کردند بعلاوه نشان داند که شباهتهائي بين خواص بعضي عناصر موجود است . از جمله کشف کردند که سديم و پتاسيم فلزهاي نقره فام نرمي هستند و دريافتند که کلسيم و باريم و استرونسيم فلزي را براههاي شيميائي مشابهي همانندي تشکيل مي دهند ؛ و کلروبرم و يد عناصر غير فلزي رنگين هستند . اما اين قبيل کشفيات
پراکنده براي طبقه بندي تمام عناصر معلوم در يک دستگاه واحد , زياد مفيد و اميد بخش نبود .

۲_ اولين کوششها براي طبقه بندي عناصر :
در حدود سال ۱۸۰۰ شيمي دانان تعيين وزن اتمي دقيق بعضي عناصر را شروع کردند و بزودي کوششهائي براي طبقه بندي عناصر براين مبني بعمل آمد . در سال ۱۸۱۷ يوهان ولفگانگ دوبرينر
( ۱۸۴۹ _ ۱۷۸۰ ) ملاحظه کرد که وزن اتمي استرونسيم تقريبا برابر نصف مجموع وزن اتمي ها ي کلسيم و باريم است . و نيز بعدها مشاهده رد که وزن اتمي برم ميانگين وزن اتمي هاي کلرويد است .همنيطور وزن اتمي سلنيم با متوسط وطن اتمي هاي گوگرد و تلوريم تفاوت چنداني نداشت . دوبرينر اين دسته ها را ۳ تائي يا ترياد ناميد .
در سال ۱۸۶۴ جهن نيولاند ( ۱۸۹۸ _ ۱۸۳۸ ) تمام عناصر معلوم آنزمان را بترتيب وزن اتمي شان مرتب کرد و بعد آنها را بدسته هائي که هر يک داراي هفت عنصر بود تقسيم کرد نيولانداين تقسيم را باين مناسبت انجام داد که عنصر هشتم بنظر او داراي خواص شيميائي نظير عنصر اول دسته قبل بود . آنوقت اين عنصر را اول دسته دوم قرار داد و سعي کرد که بهمکارانش بقبولاند که قانون هشت تائي او مقيد است ولي آنان در کمال ساده دلي باين فکر خنديدند .
لتارمير ( ۱۸۹۵ _ ۱۸۳۰ ) نيز جدولي براي طبقه بندي عناصر مطابق وزن اتمي آنها تنظيم کرد .

موزلي عدد اتمي عناصر را تعيين کرد : در حدود ۴۵ سال بعد از کار مندليف درباره جدول تناوبي عناصر , کشف مهم ديگري بعمل آمد که به حل مسئله طبقه بندي عناصر کومک کرد . در بخش سوم بيان کرديم که عدد اتمي يک عنصر , عده و پروتونهاي هسته را تعيين مي کند هنري گوين جفري موزلي ( ۱۹۱۵ _ ۱۷۸۷ ) دانشمند برگزيده جوان انگليسي از اشعه X براي تعيين عدد اتمي عناصر استفاده کرد .
شعاعهاي x تشعشعات الکترو مغناطيسي با تواتر زياد و طول موج کوتاه هستند . اشعه x در اين لوله ها با جنس فلزي که هدف قرار گرفته بستگي دارد . بنابراين فلزهاي مختلف از آلومينيم تا طلا را که جرم اتمي آنها بترتيب زياد مي شود هدف قرار داد و مشاهده کرد که : هر چه پروتونهاي هسته اتم فلز بيشتر باشد طول موج شعاع x هدف قرار گيرد , کمتر خواهد بود .
موزلي دريافت که در بعضي موارد يک تغيير غير عادي در طول موج اشعه بين دو عنصر متوالي پيش مي آيد . اين تغيير دو برابر مقدار محاسبه شده بود . موزلي نتيجه گرفت که د راين موارد يک عنصر از جدول تناوبي کم است . بعدها چندين عنصر کشف شد و خانه هاي خالي که موزلي تعيين کرده بود پرشد .
قانون تناوب : وقتي عناصر را در يک جدول تناوبي بجاي ترتيب جرم اتمي صعودي , بترتيب عدد اتمي آنها مرتب کنيم , مسائلي که در تنظيم جدول پيش آمده بود خود _ بخود برطرف مي شود . وقتي جدول را بترتيب جرم اتمي صعودي مرتب کنيم پتاسيم قبل از آرگن قرار مي گيرد . در صورتيکه اگر مطابق خواص شيميائي شان در جدول مرتب کنيم پتاسيم بعد از آرگن واقع مي شود و اينمطلب با عدد اتمي ۱۸ براي آرگن و ۱۹ براي پتاسيم مطابقت دارد . همين طور است در مورد تلوريم ۵۲ ويد ۵۳ .
همنطور که در ( ۱ § ) ديديم مندليف اينطور نتيجه گرفت که خواص فيزيکي و شيميائي عناصر تابع تناوبي وزن اتمي آنها است . امروزه کاملا واضح است که عدد اتمي بهتر ترتيب تنظيم جدول تناوبي را مي دهد و نتيجه تحقيقات مندليف امروزه بشرح زير ولي بنام قانـون تنــاوبي بيان
مي شود : خواص فيزيکي و شيميائي عنصرها تابع تناوبي عدد اتمي آنها هستند . بعبارت ديگر وقتي عناصر را به ترتيب عدد اتميشان مرتب کنيم خواص آنها در فواصل معيني تکرار مي شود .

تنظيم جدول تناوبي مدرن : مراجعه مکرر باين جدول وقتي اين درس را مي خوانيد به شما در فهميدن و يادگرفتن جدول کمک خواهد کرد . هر عنصر در اين جدول جاي مخصوص و معيني دارد . در ميان هر خانه علامت اختصاري يک عنصر نوشته شده و بالاي علامت اختصاري جرم اتمي و پائين آن عدد اتمي ديده مي شود . طرف راست هر علامت اختصاري اعدادي مي بينيد که عده الکترونهاي هر لايه را نشان مي دهد . عناصري که در يک خط قرار دارند , عناصر يک نوبت يا سري و عناصر يک خط عمودي را گروه يا ستون يا خانواد ه مي نامند .
عدد اتمي هيدرژن ۱ است و اين عنصر بتنهائي بالا و بيرون جدول قرار دارد . زيرا داراي چند خاصيت منحصر بخود او است , د رحقيقت , هيدروژن در ستون اول سمت چپ جاي دارد . زيرا مدار خارجي آن مانند ديگر عناصر اين ستون داراي يک الکترون است .
هليم با عدد اتمي ۲ بالاي ستون آخر سمت راست قرار دارد و ساده ترين عنصر اين ستون است که به گازهاي نجيب اختصاص دارد . دقت کنيد که هليم دوالکترون در لايه k دارد و اين لايه با ۲ الکترون کامل مي شود . هيدروژن و هليم نوبت اول عناصر را تشکيل مي دهند .
نوبت دوم شامل هشت عنصر است . ليتيم يک فلز نرم و نقره فام است . فلز تند اثري است که اتم آن داراي يک الکترون در مدار خارجي L است . بريليم فلزي است نقره فام ولي کم اثر از ليتيم , که اتم آن داراي ۲ الکترون در لايه L است . برون يا بر يک جسم جامد سياه زنگ با کمي خاصيت فلزي است و اتمهاي آن داراي ۳ الکترون در لايه L هستند . کربن عنصر جامدي است با خواص شيميائي جالب و مخصوص که بين خواص فلزها و غير فلزها است و چها ر الکترون در لايه L دارد . نيتروژن گازيست بي رنگ با خواص غير فلزي که ۵ الکترون در لايه دارد . اکسيژن گازيست بي رنگ با خواص غير فلزي که ۵ اکترون در لايه L دارد . فلوئور گاريست زرد کمرنگ با خاصيت غير فلزي بسيار شديد و ۷ الکترون در لايه L و نئون گازي بيرنگ و کم اثر با ۸ الکترون در لايه خارجي L دارد .
در اين شرح مختصر از خواص اين عناصر , بايد دفت شود که تبرتيب از يک فلز تند اثر شروع شده و بيک غير فلز تند اثرر و يک عنصر بي اثر خاتمه مي يابد . اين تغيير خاصيت فلز تند اثر بغير فلز با تغيير عده اکترونهاي لايه L از ۱ تا ۷ همراه است و نئون عنصر بي اثر داراي ۱۸ الکترون يک اکته در لايه L است .
نوبت سوم هم شامل هفت عنصر است : سديم فلزي است نفره فام و نرم , مانند ليتيم با يک الکترون در لايه M و منيزيم فلز نقره فام و خواص شبيه بريليم بادو الکترون در لايه M است آلومينيم فلز خاکستري رنگ با کمي خاصيت غير فلزي و ۳ الکترون در لايه M . سيليسيم غير فلز تيره رنگ با خواصي شبيه کربن و ۴ الکترون در لايه M است . فسفر غير فلز جامد که ترکيباتي شبيه ترکيبات نيتروژن و ۵ الکترون در لايه M دارد . گوگرد غير فلزي است جامد برنگ زرد با ۶ الکترون در لايه M و کلر عنصر گازي شکل برنگ سبز مايل بزرد با خاصيت غير فلزي شديد شبيه خواص فلوئورو ۷ الکترون در لايه M . واپسين آنها آرگن گاز بيرنگ کم اثر با ۸ الکترون در لايه M است .
دوباره عناصر با خواص فلز تند اثر تا غير فز تند اثر مرتب مي شوند و عده اکترونها از ۱ تا ۷ مرتبا زياد مي شود و عنصر گازي شکل کم اثر با ۸ اکترون که تشکيل اکته مي دهد يک گاز نجيب است .
دقت کنيد عناصري که داراي خواص مشابه هستند ساختمان الکتروني مدار خارجي شان کاملا يکسان است و در يک ستون يا گروه از جدول تناوبي قرار دارند .
در گروه I جدول تناوبي , خانواده سديم , با ۶ عنصر فلزي بسيار تند اثر و. شبيه بهم با خواص فلزي شديد شونده , جاي دارد . اتمهاي آنها همه داراي يک الکترون در لايه خارجي هستند . فرانسيم مفصل ترين اتم گروه سديم است و محل آن در جدول تناوبي نشان مي دهد که بايد تند اثر ترين اين عناصر راديم است .
گروه II شامل ۶ فلز تند اثر است که از نظر خواص شيميائي خيلي شبيه هم هستند و اتم هر يک از آنها داراي ۲ الکترون در لايه خارجي است و بخانواده کلسيم موسومند . از نظر شيميائي تند اثر ترين اين عناصر راديم است .
خواص عناصر گروه III ( گروه بر ) هر چه اتمها مفصل تر مي شود , از غير فلزي به فلزي تغيير مي کند . اتمهاي اين گروه داراي ۳ الکترون در لايه خارجي هستند .
عناصر گروه IV ( گروه کربن ) بهمين طريق تغيير مي کنند و اتمهاي آنها داراي ۴ الکترون در لايه خارجي است . اتمهاي هر دو گروه داراي لايه هاي داخلي بسيار با ثبات هستند .
گروه V ( گروه نيتروژن ) است . نيتروژن و فسفر عناصر بالاي اين گروه غير فلزي هستند . عنصر بيسموت در انتهاي ستون , فلزي است . ارسنيک و انتيمون خواص فلزي و غير فلزي هردورانشان مي دهند . هر يک از اين اتمها داراي ۵ الکتروه در لايه خارجي است و لايه هاي داخلي آنها خيلي باثبات است .
گروه VI گروه اکسيژن است و هر چه ساختمان اتمي آنها مفصل تر مي شود خواصشان از غير فلز تند اثر تافلز تغيير مي کند . هر عنصر داراي ۶ الکترون در لايه خارجي است و لايه هاي داخلي آنها خيلي باثبات هستند .
عناصر گروه VII هالوژن نام دارند و غير فلزي هاي تند اثري هستند که اتم هر يک از آنها داراي هفت الکترون در لايه خارجي است . و لايه هاي داخلي آنها خيلي باثبات هستند تند اثرترين هالوژنها ساده ترين آنها , فلوئور است . بنابراين مي بينيم که فعاليت عناصر مرتبا از فعالترين فلزها در پائين و گوشه چپ جدول تناوبي عناصر تا فعالترين غير فلزها در بالا و گوشه راست تغيير مي کند .
گروه VIII گارهاي نجيب هستند که باستثناي هليم که ۲ الکترون در لايه خارجي دارد همه اتمهاي اين عناصر داراي ۸ الکترون يعني يک اکته در لايه خارجي هستند و اين بزرگترين مقدار الکترونها در يک لايه خارجي است . اين عناصر معمولا کم اثر هستند و تا چندسال قبل آنها را بي اثر مي دانستند . حالا چند ترکيب شيميائي از آنها يعني از کريپتن و گرنن و رادون تهيه شده است .
نوبت چهارم عناصر , اولين نوبت طويل را تشکيل مي دهد و علاوه بر هشت عنصر , در گروههاي I تا VIII , داراي ۱۰ عنصر واسطه هستند . اين عناصر همه فلزي و داراي يک يا دو الکترون در لايه خارجي هستند و الکترونهاي متوالي معمولا در گروه ۵ اربي تال فضائي لايه هاي فرعي d 3 وارد مي شوند .
نوبت پنجم عناصر هم , شامل هيجده عنصر است و داراي ده عنصر انتقالي است که در آنها الکترونهاي متوالي در گروه ۵ اربي تال فضائي لايه هاي فرعي d 4 وارد مي شوند و تمام اين عناصر انتقالي هم فلزي هستند .
نوبت ششم شامل سي و دو عنصر است . يعني علاوه بر عناصر I تا VIII و ۱۰ عنصر انتقالي داراي گروه ۱۴ تائي عناصر خاکي کمياب مي باشد . خواص شيميائي اين عناصر با هم شباهت زياد دارند و آنها را سري لانتان مانندها مي خوانند . دو لايه خارجي اتمهاي اين عناصر همه يکسان هستند .
الکترونهاي متوالي در گروه ۷ اربي تال فضائي لايه هاي فرعي f 4 وارد مي شوند و باينطريق عده الکترونهاي در چهارمين سطح انرژي از ۱۸ به ۳۲ مي رسد .
نوبت هفتم عناصر تا بحال ناقص است ولي کاملا با نوبت ششم شباهت دارد . عناصر خاکهاي کمياب اين نوبت سري آکتينيم مانندها ناميده مي شوند . تا بحال ۱۸ عنصر از نوبت هفتم جدول تناوبي شناخته شده و خواص آنها از طرف مجمع بين المللي دانشمندان شيمي گزارش شده است .
در جدول تناوبي , عناصر را بدسته هاي فلز و غيرفلز و گازهاي نجيب تقسيم کرده اند . خطي که فلزها را از غير لفزها جدا مي کند بشکل خط شکسته ( زيک زاک ) است که بشکل قطر از بالا بپائين و بطرف راست کشيده شده است عناصري که نزديک اين خط شکسته قررا دارند به شبه فلز موسومند است و خواص فلزي و غيرفلزي هر دورا در شرايط مختلف نشان مي دهند .
اندازه اتمها _ يک خاصيت تناوبي _ در بخش سوم نشان داديم که يک اتم شامل يک هسته مرکزي و يک مقدار الکترون است که دور هسته مي چرخند . چون قطر هسته در حدود يک , يکصد هزارم قطر تمام اتم است مي توان بيشتر حجم اتم را مربوط بحرکت مفصل الکترونها دانست . الکترونها در اثر حرکتشان و نيز در اثر بارالکتريسيته منفي که دارند , عملا فضاي پيرامون هسته اشغال مي کنند و تشکيل ابر الکتروني کروي شکل مي دهند که باتم حجم مي دهند و اتمهاي ديگر را دور نگاه مي دارد . حجم يک اتم مقدار کاملا معيني نيست , زيرا اطراف يک ابر الکتروني سطوح مشخصي ندارد و بنوعي غير مشخص و نامعين است . يک اتم ممکن است در ترکيب با يک اتم ديگر باساني تغيير شکل بدهد اما نيروي بسيار زيادي لازم است , تا بتوانيم آنها را بمقدار قابل ملاحظه اي فشرده و متراکم کنيم . باوجود اين دانشمندان توانسته اند فاصله بين هسته هاي دو اتم متصل بهم را در بلورهاي عناصر و در مولکولهاي عناصر گازي شکل اندازه بگيرند . نصف اين فاصله ها را با تصحيح مختصري برابر شعاع يک اتم مي گيرند . شعاع يک اتم و بنابراين حجم آن , آنطور که ممکن است ما بمناسبت زياد شدن مرتب عده الکترونها در عناصر متوالي , انتظار داشته باشيم ؛ با عدد اتمي مرتبا زياد نمي شود . در جدول تناوبي شعاع اتمها که يک جدول تناوبي کوچک است , در هر ستون از بالا بپائين زياد مي شود و در هر نوبت از چپ براست کاسته مي گردد . در اين جدول عدد اتمي عناصر زير علامت اختصاري ثبت شده است و شعاع اتمي بحسب انگسترم Ao بالاي علامت اختصاري قرار دارد . از اين جدول و منحني زير دو نتيجه درباره رابطه بين شعاع اتمي عناصر و محل آنها در جدول تناوبي عايد مي گردد :
۱ _ در گروهها يا ستونهاي جدول تناوبي , بطور کلي شعاع اتمي عناصر با عدد اتمي مرتبا زياد مي شود . هر عنصر در يک ستون از جدول تناوبي از عنصر بالاترش يک سطح انرژي بيشتر دارد . گرچه هر قدر بار هسته زياد مي شود , مي کوشد شعاع لايه هاي الکتروني را کمتر کند و آنها راکتراکم تر سازد , بازهم زياد شدن يک لايه بيشتر از اين مقدار تراکم اثر دارد .
۲_ در هر نوبت يا سري شعاع اتمي عموما از گروه I تاگروه VII مرتبا کم مي شود . اين کم شده عمومي شعاع اتمي در طول يک نوبت , مربوط به زياد شدن نيروي جاذبه هسته ها براي الکترونهاي همان سطح انرژي است , که در نتيجه آنها را بطرف هسته جذب مي کند . دليل نامنظم بودن اين تغيير هم ممکن است اثر بزرگ شدن سطح انرژي ها و زياد شدن اثر نيروي دافعه الکترونها هنگامي که در يک لايه فرعي وارد مي شوند , باشد .

پيوند يوني ( الکترووالانس ) :
در تشکيل يک جسم مرکب بطريقه پيوند يوني , الکترون از مدار خارجي يک اتم بمدار خارجي اتم دوم منتقل مي شود . و در اين را معمولا هر دو اتم به مدار خارجي با هشت الکترون مي رسند . مثلا وقتي سديم و کلر بهر هم اثر مي کنند و تشکيل کلريد سديم مي دهند , الکترون منفرد s 3 از اتم سديم به اربي تال منفرد p3 از اتم کلر منتقل مي شود . اکنون اتم سديم يک الکترون کم دارد و بشکل آرايش اکتروني باثبات نئون در مي آيد و نيز اتم کلر با يک الکترون اضافي بوضع آرايش الکتروني باثبات آرگن مي رسد . چون تنها يک اتم از هر عنصر با انتقال الکترون بوضع الکتروني باثبات تر در آمده است فرمول جسم حاصل NaCl است . يک فرمول شيميائي يک نوع تندنويسي با علامت اختصاري عناصر است که نسبت ترکيب جسم حاصل را نشان مي دهد . اجزائي که در اين عمل از انتقال يک الکترون حاصل مي شوند , ديگر مانند اتمهاي سديم و کلر از نظر بارالکتريکي خنثي نيستند , بلکه يک يون سديم با يک بارالکتريکي مثبت و يک يون کلر با يک بارالکتريسيته ساکن منفي بيشتر هستند . اين يونها بصورت قرينه در بلورهاي کلريدسديم نسبت يک يون کلر سديم و يک يون کلر مرتب شده اند .
فرمول NaCl که ترکيب کلريدسديم را نشان مي دهد , يک فرمول تجربي است زيرا تنها نوع اتمهاي تشکيل جسم مرکب و ساده ترين عدد کامل آنها را تعيين مي کند . عده پروتنها و الکترونها را د راتم و يون سديم و کلر نشان مي دهد و بارالکتروستاتيک و شعاع آنها را بحسب Ao معلوم مي کند
تنها با بکاربردن سومين سطح انرژي الکتروني , علامت اختصاري سديم بشکل الکترون نقطه , بصورت Na و براي کلر بصورت Cl نوشته مي شود . بعد از انجام عمل ترکيب , فرمول کلريد سديم را مي توان بشکل Na + . Cl – و يا ساده تر بصورت فرمول يوني Na + Cl – نوشت و o علامت اختصاري الکترون در فرمولاهاي اين فصل کتاب هستند و تنها براي نشان دادن محل اصلي الکترونها بکار مي روند و چگونگي کامل شدن لايه هاي خارجي را نشان مي دهند و تفاوت شکل آنها بدين معني نيست که الکترونهاي اتم عناصر مختلف تفاوت دارند . تمام الکترونها صرف نظر از اتمي که آنها را داده است يک شکل و يکسان هستند .

دستور نوشتن فرمولهاي شيميائي :
نوشتن فرمول بيشتر ترکيبات بيشتر ترکيبات يوني با استفاده از جدول يونها , بسيار آسان است و نيازي بساختمان اتمي و پيوند شيميائي آنها ندارد . از فرمول کلريدسديم شروع مي کنيم که داراي يون هاي Na+ و- Cl است . است وقتي فرمول يوني يک جسم مرکب نوشته مي شود , بايد مجموع بارهاي طرف اول ( مثبت ) جسم مرکب با حاصل جمع بارهاي طرف دوم ( منفي ) مساوي و مختلف العلامه باشد . مجموع بارهاي هريون برابر حاصل ضرب باريون , در عده اين يونها است . چون بارالکتريکي يک يون سديم , بار بارالکتريکي يون کلريد مساوي و مختلف العلامه است . NaCl شامل يک يون از هر کدام آنها خواهد بود .
حالا به کلريدکلسيم مي پردازيم , يون کلسيم Ca++ و يون کلر Cl – است . براي مساوي بودن بارهاي مثبت و منفي بايد دو تا Cl – و يک Ca++ بگيريم تا ۲- و ۲+ برابر باشند پس فرمول CaCl2 مي شود و زير نويس ۲ عده يونهاي کلر را معلوم مي کند حالا ببينيم فرمول برميد آلومينيم چه خواهد بود . يون آلومينيم Al+++ و يون برميد Br – است . براي مساوي بودن بارها که بايد ۳- و ۳+ شود فرمول را AlBr3 مي نوسيسم . البته اين فرمولها تجربي است . و ساده ترين نسبت عددهاي کامل را در جسم مرکب نشان مي دهد .

دستور نوشتن فرمول اجسام مرکب ديگر :
درباره سولفات سرب (II) کار خيلي آسان است زيرا يون سرب Pb + + و يون سولفات SO4- است يعني داراي بارمساوي و مختلف العلامه هستند . پس از هريون , يکي لازم و کافي است و فرمول PbSO4 مي شود .

در فرمول هيدروکسيد منيزيم Mg + + و هيدروکسيد OH- است پس بايد از اين يون بيش از يکي يعني دو يون بکار ببريم و در پرانتز بگذاريم Mg(OH) بديهي است اگر پرانتز نباشدMgOH 2 درست نيست . زيرا اينطور معني مي دهد که بجاي دو يون هيدروکسيد [ يک اتم اکسيژن و دو اتم هيـــدروژن در فرمول موجود است . شيمي دانـــان زير نويس را بيرون پـرانتــز قرار مي دهند , تا عده

مرتبه هائي که بايد فرمول تکرار شود معلوم باشد , و الته براي يک بار , راديکال در فرمول پرانتز لازم نيست و K(OH) نمي نويسيم .
اجازه بدهيد , يک فرمول ديگر يعني ترکيبي بنام استــات ســرب (II) را بررسي کنيم . يــون سرب

Pb + + (II) و يون استات C2H3O2- است . پس براي يک يون سرب C2H3O2- لازم خواهد بود و مطابق انچه درباره هيدروکسيد منيزيم ديديم , بايد يون استات را در پرانتز بگداريم و فرمول را بصورت Pb(C2H3O2-)2 و با زير نويس ۲ بنويسيم و نشان بدهيم که دو بنيان استــات با يک يون
Pb + + (II) ترکيب شده است .

سولفات آمونيم هم داراي ۲ راديکال NH4+ و SO4- است . براي انکه بارهاي آنها مساوي و مختلف العلامه باشند NH4 را در پرانتز قرار مي دهيم و براي پرانتز زير نويس ۲ مي نويسيم .

بالاخره براي نوشتن فرمول کربنات آهن III مي گوئيم يون آهن (III) Fe + + + و يون کربنات CO3- است . پس براي آنکه داراي بار مساوي و مختلف العلامه شوند , بايد يون آهن را بازيرنويس ۲ و يون کربنات را در پرانتز با زيرنويس ۳ بنويسيم Fe2(CO3)3
اگر شما در آموختن شيمي تازه کار باشيد , بايد شکار ا از موارد استثناي زياد که در طريفه بار يوني براي نوشتن فرمولها موجود است آگاه کنيم . از يک فرمول بيش از آنچه براي نوشتن آن لازم است اطلاعي بدست نمي آيد . ممکن است شما فرمول بسياري از اجسام مرکب را بنويسيد و بعد بدانيد که چنين ترکيبي اصلا وجود ندارد . در مقابل عده زيادي از اجسام مرکب مي شناسيم که نمي توان فرمول آنها را بطريفه يوني نوشت .

نامگذاري اجسام مرکب از روي فرمول آنها :
براي نامگذاري عده زيادي از اجسام مرکب بايد نخست نام قسمت راست فرمول جسم و بعد نام قسمت چپ را بگوئيم BaSO4 را سولفات باريم بخوانيم ( Ba + + يون باريم و SO4- راديکال سولفات است )FeCl3 را کلريد آهن (III) مي ناميم . بايد دانست که آهن دو درجه اکسيد اسيون (II) و (III) دارد . يعني FeCl3 از يک يون Fe+ + + با بار ۳ + و سه يون – Cl با بار ۱- ترکيب شده و کلريد آهن(III) خوانده مي شود و نيز FeCl2 را که يک يون Fe + + با بار ۲+ و دو يون – Cl با بار ۱- دارد , کلريد آهن (II) مي ناميم .