شارح الدرس: الميل الإلكتروني الكيمياء • الصف الثاني الثانوي

في هذا الشارح، سوف نتعلَّم كيف نُعرِّف الميل الإلكتروني، ونَصِف ونشرح التدرُّج عبر الجدول الدوري.

إذا كانت لدينا ذرة، يمكننا قياس الطاقة اللازمة لإزالة الإلكترونات منها الواحد تلو الآخر حتى تتبقَّى لنا نواة الذرة فقط. ونُطلِق على عملية إزالة الإلكترونات هذه، التأيُّن. ويوضِّح الشكل الآتي التأيُّن الأول والثاني لذرة هليوم.

يتعلَّق الميل الإلكتروني بالعملية العكسية للعملية السابقة: إضافة إلكترونات الواحد تلو الآخر إلى ذرة ما وكاتيوناتها. وعادةً ما ترتبط ذرات العناصر المختلفة بعضها ببعض بطرق مختلفة؛ ومن ثَمَّ، فإننا نتعامل مع الميل الإلكتروني دائمًا بالنسبة إلى الذرات المنفصلة (في الحالة الغازية). وبناءً على ذلك، فإننا لا نقارن بين ذرات الهيدروجين في جزيئات وذرات الليثيوم في الليثيوم الصلب، وهو ما يسمح لنا بإجراء مقارنات أكثر فائدةً.

عندما تكون ذرة الهيدروجين قريبة بما يكفي من أحد الإلكترونات، ينجذب كلٌّ منهما إلى الآخر قليلًا، وقد يجتمعان معًا. وتُعرَف الطاقة المنطلقة في هذه العملية باسم الميل الإلكتروني للهيدروجين:

عادةً ما نعبِّر عن الميل الإلكتروني بوحدة الكيلو جول لكل مول (kJ/mol). ونستخدم مصطلح الميل الإلكتروني للتعبير عن عملية إضافة الإلكترونات بشكلٍ عام إلى الذرات أو الأيونات.

ونظرًا لطريقة تعريف الميل الإلكتروني، علينا أن ننتبه حتى لا نخلط بين الميل الإلكتروني وتغيُّر الإنثالبي. الميل الإلكتروني للهيدروجين يختلف عن تغيُّر الإنثالبي عندما نضيف إلكترونًا إلى ذرة هيدروجين. الميل الإلكتروني هو انطلاق الطاقة؛ أي كمية الطاقة المنطلقة، أما تغيُّر الإنثالبي فهو التغيُّر في طاقة النظام.

إذا كان الميل الإلكتروني، ، موجبًا، يكون تغيُّر الإنثالبي لنفس العملية سالبًا، وهو ما يناظر عملية طاردة للحرارة.

أما الميل الإلكتروني السالب فيُشير إلى أن تغيُّر الإنثالبي للعملية موجب. وهذا يناظر عملية ماصة للحرارة.

إذا كان الميل الإلكتروني لعنصر موجبًا، يكون أيون العنصر الذي شحنته أكثر استقرارًا من ذرة العنصر وإلكترون منفصل.

وإذا كان الميل الإلكتروني لعنصر سالبًا، يكون أيون العنصر الذي شحنته أقل استقرارًا من ذرة العنصر وإلكترون منفصل:

الميل الإلكتروني للهيدروجين يساوي 73 كيلو جول لكل مول تقريبًا:

وهذا يعني أنه إذا كان لدينا مول من ذرات الهيدروجين في الحالة الغازية، وأضفنا إلكترونًا إلى كلٍّ منها، فسنحول 73 كيلو جول من الطاقة الكيميائية الكامنة إلى أشكال أخرى من الطاقة، مثل الحرارة. إذن لكل مول من ذرات الهيدروجين نحوِّله إلى أيونات ، نحصل على 73 كيلو جول من الطاقة التي تنطلق إلى البيئة المحيطة:

وهذا يعني أن أيون أكثر استقرارًا من ذرة الهيدروجين والإلكترون الحر المنفصلين تمامًا أحدهما عن الآخر.

ولكن لا ينطبق هذا على ذرات جميع العناصر. عندما نحاول إضافة إلكترون إلى ذرة هليوم، يكون التنافر بين الإلكترونات أقوى من قوة جذب النواة:

هذا يعني أن عملية إضافة إلكترون إلى ذرة الهليوم تتطلَّب إضافة طاقة. ومن المستحيل تقريبًا قياس هذا مباشرةً؛ لأن أيون ليس مستقرًّا، ولكن يظل بإمكاننا إجراء بعض الحسابات.

إذا استطعنا إضافة إلكترون إلى ذرة هليوم، فإن هذا سيتطلَّب 48 كيلو جول لكل مول تقريبًا من ذرات الهليوم. هذا يعني أن الميل الإلكتروني للهليوم يساوي kJ/mol تقريبًا.

يبدو، حتى الآن، أن بعض العناصر ميلها الإلكتروني الأول موجب، وبعض العناصر ميلها الإلكتروني الأول سالب. بالنسبة إلى بعض العناصر، تكون إضافة إلكترون إلى ذراتها في الحالة الغازية عملية طاردة للحرارة، وبالنسبة إلى البعض الآخر، تكون عملية ماصة للحرارة.

إذا نظرنا إلى الميل الإلكتروني الأول لجميع العناصر الواردة في الجدول الدوري الآتي، فسنلاحظ بعض التدرُّجات المثيرة للاهتمام.

المربعات البيضاء الفارغة تناظِر العناصر التي لم يُحدَّد أو يُقدَّر ميلها الإلكتروني الأول بعدُ.

لا يُوجَد تدرُّج عام ثابت، ولكننا نلاحظ وجود بعض الأنماط في أماكن مختلفة:

• جميع الغازات النبيلة ميلها الإلكتروني الأول سالب.
• بشكلٍ عام، يصبح الميل الإلكتروني أكثر إيجابيةً بالتحرُّك من اليسار إلى اليمين، ومن الأسفل إلى الأعلى.
• بشكلٍ عام، تتزايد قيمة الميل الإلكتروني الأول عبر دورة واحدة، بالتحرُّك من اليسار إلى اليمين.
• في بعض المجموعات، يمكننا ملاحظة زيادة في الميل الإلكتروني الأول عند التحرُّك من الأسفل إلى الأعلى، ربما باستثناء عنصر واحد لكل مجموعة؛ وهذا ينطبق على المجموعات 1 و14 و16 و17.
• لذرات النيتروجين مستوًى فرعي نصف ممتلئ يحتوي على ثلاثة إلكترونات. وتمنح المدارات نصف الممتلئة الذرة مزيدًا من الاستقرار، وينتج عنها قيمة ميل إلكتروني صغيرة تقترب من الصفر:
• عندما يُجبَر إلكترون على شغل غلاف جديد وفقًا لمبدأ باولي، مثلما يحدث مع ذرات الغازات النبيلة، يكون الميل الإلكتروني صغيرًا عادةً، وقد تصبح قيمته سالبة مع فقدان الاستقرار. وهذا يفسِّر القيمة السالبة للغازات النبيلة، مثل غاز النيون الذي يحتوي على الغلاف الفرعي ممتلئًا، وفلز المجموعة الثانية، البريليوم، الذي يحتوي على الغلاف الفرعي ممتلئًا:

وكلما اتجهنا لأسفل في أي مجموعة في الجدول الدوري، زاد حجم ذرات العناصر؛ نظرًا لزيادة عدد أغلفتها الإلكترونية المشغولة. وكلما زاد حجم الذرات، قلَّت قدرتها على جذب إلكترون إضافي. إذا حاولنا إضافة إلكترون إلى ذرة صغيرة، فسيتمكَّن من الاقتراب من النواة، أما بالنسبة إلى الذرات التي تحمل إلكترونات أكثر، فلن يتمكَّن الإلكترون من الاقتراب بنفس الدرجة.

للفلور ميل إلكتروني عالٍ بصورة مفرطة؛ إذ يبلغ 328 kJ/mol، ولكنه يكون أعلى في حالة الكلور، ويبلغ 349 kJ/mol. وبما أن ذرة الفلور أصغر من حيث الحجم، فلا بد أن يكون لها ميل إلكتروني أعلى من الكلور. ولكن ترجع القيمة الصغرى لذرة الفلور إلى صغر حجم الذرة؛ حيث ستواجه أيُّ إلكترونات تقترب منها قوةَ تنافرٍ كبيرة بسبب الكثافة الإلكترونية العالية حول النواة. وتستمر قيم الميل الإلكتروني للبروم واليود وبقية عناصر المجموعة 17 كما هو متوقَّع، متَّبِعة التدرُّج لأسفل. وفي حين أنه من الصعب معرفة سبب حدوث ذلك تحديدًا، يمكننا استنتاج نظرية معقولة.

نصف قطر ذرة الفلور صغير جدًّا؛ إذ يبلغ 42 pm فقط ()؛ والكلور ضعفه تقريبًا؛ إذ يبلغ نصف قطره الذري 79 pm، في حين يزداد نصف القطر الذري للبروم واليود بالتدريج.

ذرة الفلور أصغر من ذرة الهيدروجين التي يبلغ نصف قطرها الذري 53 pm. ولنا أن نتخيَّل أن الشحنة السالبة لـ 9 إلكترونات في ذرة الفلور ستكون شديدة الكثافة. الأمر الذي سيقلِّل من قيمة الميل الإلكتروني للفلور مقارنةً بالكلور؛ لأن الإلكترون القادم سيواجه تنافرًا أشد.

والآن، نتناول التدرُّج من اليسار إلى اليمين عبر دورة. هيا نُلقِ نظرة على الدورة الثانية.

كلما انتقلنا من اليسار إلى اليمين، ازداد العدد الذري. وبما أن عدد الأغلفة الإلكترونية في ذرات هذه العناصر لا يزداد، في حين تزداد الشحنة النووية، فإن نصف القطر الذري يقل.

في ذرة الليثيوم، شحنة النواة ؛ أي إن لدينا ثلاثة إلكترونات في السحابة الإلكترونية. ومن ثَمَّ، الشحنة الإجمالية لهذه الإلكترونات . في الوقت نفسه، تحتوي ذرة الفلور على نواة شحنتها وتسعة إلكترونات.

إذا تخيَّلنا أننا وضعنا هذا الإلكترون الإضافي بجوار ذرة ليثيوم أو ذرة فلور، فإن الإلكترون الذي يقترب من ذرة الفلور يمكنه الاقتراب أكثر من النواة قبل أن يتنافر مع الإلكترونات.

هذا شرح بسيط يفسِّر سبب ملاحظتنا، بشكلٍ عام، زيادة في الميل الإلكتروني من اليسار إلى اليمين عبر أي دورة من دورات الجدول الدوري.

ثمة ما يُسمَّى بالميل الإلكتروني الثاني، وهو إضافة الإلكترون إلى أيون شحنته واحد سالب بدلًا من ذرة متعادلة الشحنة. ويرتبط الميل الإلكتروني الثاني بالعملية الآتية:

في هذه العملية، نُضيف إلكترونًا (سالب الشحنة) إلى أيون سالب. ومن ثَمَّ، يتنافر الأيونُ السالبُ مع الإلكترون، وهذا يزيد من الطاقة المطلوبة لإضافتهما معًا. وبسبب هذا التنافر الإضافي مقارنةً بعملية الميل الإلكتروني الأول، يكون الميل الإلكتروني الثاني سالبًا دائمًا (أي ماصًّا للحرارة).

ويمكننا أن نلاحظ ذلك في عنصر الأكسجين. الميل الإلكتروني الأول للأكسجين هو 141 kJ/mol. وتغيُّر الإنثالبي لهذه العملية سالب (أي إننا نتعامل مع عملية طاردة للحرارة)، إلا أن الميل الإلكتروني الثاني المتوقَّع للأكسجين هو kJ/mol تقريبًا. ومن ثَمَّ، فإن تغيُّر الإنثالبي لهذه العملية موجب (أي إننا نتعامل مع عملية ماصة للحرارة بشدة).

ولكن تتكوَّن أيونات بشكلٍ معتاد، مثلما يحدث عندما تتفاعل الفلزات مع الأكسجين. وسيتم التعويض عن تكلفة الطاقة هذه حين تتقارب الأيونات المتضادة الشحنة. وتكون طاقة التفاعلات في كثير من الأحيان معقَّدة، ويشكِّل الميل الإلكتروني جزءًا صغيرًا من العملية الكلية.