فيديو الدرس: مستويات طاقة الإلكترون الفيزياء • الصف الثالث الثانوي

نسخة الفيديو النصية

في هذا الفيديو، سوف نتناول بالتفصيل كيفية ترتيب الإلكترونات داخل الذرات. ونوضح كيف أصبح هذا الترتيب الأساس الذي يستند إليه أحد مجالات العلوم بالكامل، وهو مجال الكيمياء. لكننا بالطبع في هذا الفيديو سنتناوله من منظور الفيزيائيين. فلنبدأ إذن.

بداية، لنتذكر أن الذرة تتكون من ثلاثة أنواع رئيسية من الجسيمات الأساسية. أولًا، نعلم أن البروتونات والنيوترونات تتجمع معًا في نواة الذرة. ولأغراض هذا الفيديو، في كثير من الحالات سنرسم النواة في صورة كتلة وردية واحدة كبيرة، بدلًا من تمثيلها بمجموعة من البروتونات والنيوترونات المنفردة. ثانيًا، يمكننا أن نتذكر أن هناك جسيمات تحيط بالنواة تعرف باسم الإلكترونات. وهي ممثلة بهذه النقاط الزرقاء هنا. وهذا هو التركيب الأساسي للذرة. لكن السؤال هو كيف تحيط هذه الإلكترونات بالنواة؟ هل هي مبعثرة عشوائيًا حول النواة؟ إجابة هذا السؤال هي لا. فالإلكترونات الموجودة داخل الذرات مقيدة بمناطق معينة يمكنها أن توجد فيها. على وجه التحديد، يقتصر وجودها على ما يسمى بالأغلفة أو مستويات الطاقة. سنعبر عن مستويات الطاقة بهذه الخطوط السوداء. وكما ذكرنا من قبل، لا يمكن أن توجد الإلكترونات داخل الذرة إلا في مستويات الطاقة هذه. وسنسمي كل خط من هذه الخطوط السوداء، أو بالأحرى الدوائر السوداء، بمستوى الطاقة أو الغلاف.

هنا في هذا الشكل، رسمنا كل مستوى طاقة على هيئة دائرة. وتتمركز كل دائرة من هذه الدوائر حول النواة. لكن، في الواقع، تكون مستويات الطاقة هذه كروية الشكل؛ لأنها لا توجد في صورة هذه الدوائر فقط. بل تتجه إلى خارج الشاشة وإلى داخلها أيضًا. ولكن من أجل التيسير، نرسمها على شكل دائرة كي نراها بوضوح على سطح ثنائي الأبعاد، مثل قطعة من الورق أو الشاشة. إذن ما يمكننا فهمه من هذا الشكل هو أن الإلكترونات يمكن أن توجد فقط على بعد مسافات محددة من النواة. بعبارة أخرى، في ذرة مستقرة، لن نجد إلكترونًا هنا، على سبيل المثال. لكن يمكننا إيجاد إلكترون على بعد هذه المسافة من النواة، على سبيل المثال. ذلك لأنه على بعد تلك المسافة من النواة، سيوجد الإلكترون في مستوى طاقة.

هناك بعض النقاط الأساسية التي نحتاج إلى معرفتها حول مستويات الطاقة هذه. أولًا، نسمي مستويات الطاقة هذه بطريقة محددة جدًا. يسمى مستوى الطاقة الأقرب إلى نواة الذرة بمستوى الطاقة الأول. أما المستوى التالي في اتجاه الخارج، فيطلق عليه المستوى الثاني. ويطلق على المستوى الذي يليه للخارج الثالث وهكذا. يوجد عدد لا نهائي من مستويات الطاقة. لكن في معظم الأشكال، نرسم المستويات الأولى فقط. والسبب في ذلك هو أن مستوى الطاقة الأقرب إلى النواة، أي مستوى الطاقة الأول، هو الأدنى في الطاقة. وكلما ابتعدنا عن النواة، زادت الطاقة. ما نقصده في الواقع بهذا هو أن الإلكترونات التي تشغل مستوى الطاقة الأقرب للنواة يكون لها أقل مقدار من الطاقة. وأي إلكترون موجود في مستوى طاقة أبعد يكون له طاقة أعلى.

ثمة شيء آخر علينا معرفته، وهو أن الإلكترونات ستحاول الوصول إلى أدنى مستوى طاقة متاح لها. وذلك حتى يكون مقدار الطاقة الكلية للذرة أقل ما يمكن. تذكر أن كل ما في الكون يميل إلى أن يكون له أدنى طاقة ممكنة. ما نقوله هنا هو أن جميع الإلكترونات ستحاول الوصول إلى أدنى مستوى طاقة متاح لها. لكن هل هذا يعني أن كل إلكترون في الذرة سيتمكن ببساطة من الوصول إلى أدنى مستوى للطاقة؟ حسنًا، إجابة هذا السؤال هي لا. ويوجد سبب محدد جدًا لذلك. وهو أن كل مستوى طاقة له عدد أقصى محدد من الإلكترونات لا يمكن أن يتجاوزه. بمجرد احتواء مستوى الطاقة على هذا العدد من الإلكترونات، يعتبر مكتملًا. أما الإلكترونات المتبقية، التي لا يمكن أن تكون في مستوى الطاقة هذا، فتملأ مستوى الطاقة الأعلى منه.

يمكن لمستوى الطاقة الأول، أي المستوى الأقرب إلى النواة، أن يحمل إلكترونين كحد أقصى. ثم يصبح مكتملًا. ويمكن لمستوى الطاقة الثاني حمل ثمانية إلكترونات كحد أقصى. ثم يصبح مكتملًا. وبداية من مستوى الطاقة الثالث، تزداد الأمور تعقيدًا، حيث يمتلئ مستوى الطاقة الثالث بثمانية إلكترونات قبل أن يبدأ ملء المستوى الرابع. لكن مستوى الطاقة الثالث يمكنه في الواقع استيعاب ‪18‬‏ إلكترونًا. لن نخوض الآن في تفاصيل كثيرة عن السبب الذي يجعل الأمور تبدو غريبة بداية من مستوى الطاقة الثالث. لكن من المهم أن ندرك أن مستويات الطاقة البعيدة عن النواة، مثل مستوى الطاقة الثالث، يمكنها أن تحمل عددًا أكبر من الإلكترونات مقارنة بأي مستوى طاقة أقرب إلى النواة، مثل مستوى الطاقة الأول. فعلى سبيل المثال، يمكن أن يحمل المستوى الأول إلكترونين فقط. إذن كلما ابتعدنا عن النواة، يمكن أن تحمل مستويات الطاقة عددًا أكبر من الإلكترونات.

السبب في أن كل مستوى طاقة يحمل هذه الأعداد المحددة من الإلكترونات ليس مهمًا حقًا. وهو معقد للغاية. لذا بدلًا من ذلك، ما سنفعله هو تناول بعض الذرات متعادلة الشحنة وطريقة توزيع الإلكترونات داخل هذه الذرات. بعبارة أخرى، سنتعرف على ما يعرف بالتوزيع الإلكتروني، وهو في الواقع مجرد طريقة منمقة للتعبير عن توزيع الإلكترونات في أي ذرة أو جزيء. وسنركز هنا على توزيع الإلكترونات في الذرات. لنبدأ الآن في ذلك.

إذا نظرنا إلى بداية الجدول الدوري للعناصر، فسنجد أن أبسط ذرة يمكننا إيجادها هي ذرة الهيدروجين. ونلاحظ أيضًا من الجدول الدوري أن العدد الذري للهيدروجين يساوي واحدًا، والعدد الذري هو عدد البروتونات الموجودة في نواة الذرة التي نتناولها. إذن بداية من ذرة الهيدروجين، نعلم أنه سيكون هناك بروتون واحد في النواة. وفي الواقع، لسنا مهتمين بعدد النيوترونات في النواة حاليًا. وسنعرف سبب ذلك بعد لحظات.

لكن دعونا نبدأ برسم نواة الهيدروجين، التي نعرف أنها تحتوي على بروتون واحد. سنتناول ذرة هيدروجين متعادلة الشحنة. بعبارة أخرى، لا توجد شحنة للذرة نفسها ككل. هذا يعني أنه نظرًا لوجود بروتون واحد في نواة ذرة الهيدروجين، فلا بد أن يكون هناك إلكترون واحد في مستويات الطاقة المحيطة بهذه النواة. ذلك لأنه، بهذه الطريقة، عدد البروتونات موجبة الشحنة يساوي عدد الإلكترونات سالبة الشحنة. وبالتالي، فإن الشحنة الكلية للذرة تساوي صفرًا.

لنبدأ برسم مستويين للطاقة حول نواة ذرة الهيدروجين، حيث يمثل هذان المستويان المواضع التي يمكن أن تشغلها الإلكترونات حول النواة. ونظرًا لوجود بروتون واحد في النواة، نعلم أنه سيكون هناك إلكترون واحد في مستويات الطاقة. وسيوجد هذا الإلكترون في أقل مستوى طاقة ممكن، أي مستوى الطاقة الأول، وهو الأقرب إلى النواة. إذن هذا هو التوزيع الإلكتروني لذرة هيدروجين متعادلة الشحنة. ولأننا لا نؤثر بأي طريقة على ذرة الهيدروجين هذه، فسيكون الإلكترون في أدنى مستوى طاقة ممكن أو أقل مستوى طاقة متاح. وأدنى مستوى طاقة متاح هو مستوى الطاقة الأول أو الأقرب إلى النواة. إذن، فهذه ذرة هيدروجين.

لننتقل الآن إلى الهليوم. يشير الجدول الدوري إلى أن العدد الذري للهليوم يساوي اثنين، ما يعني أن هناك بروتونين في نواة ذرة الهليوم. السبب الوحيد الذي يجعل عدد البروتونات في النواة يهمنا الآن هو أننا نتناول ذرات متعادلة الشحنة. وفي الذرات متعادلة الشحنة، عدد البروتونات في النواة يساوي عدد الإلكترونات التي تشغل مستويات الطاقة المحيطة بالنواة. وهذا هو السبب أيضًا في أن عدد النيوترونات لا يهمنا الآن. لأنه بصرف النظر عن عدد النيوترونات في النواة، فإن عدد الإلكترونات في الذرة متعادلة الشحنة لن يتغير. على أي حال، لنفترض أن الذرة التي رسمناها هي ذرة هليوم. بعبارة أخرى، يوجد بروتونان في نواتها. وسيوجد الإلكترونان المحيطان بهذه النواة في أقل مستوى طاقة محتمل، أي مستوى الطاقة الأول. وهو الأقرب إلى النواة. إذن هذا هو التوزيع الإلكتروني لذرة هليوم متعادلة الشحنة. لا شيء مثير للاهتمام هنا! لكن بعد ذلك، لدينا ذرة الليثيوم.

هذه المرة، العدد الذري لليثيوم يساوي ثلاثة، ما يعني وجود ثلاثة بروتونات في النواة. لذا إذا افترضنا أن هذه ذرة ليثيوم، فلنكتب ثلاثة بروتونات في النواة. إذن بالنسبة إلى ذرة الليثيوم متعادلة الشحنة، ستوجد الإلكترونات الثلاثة المحيطة بالنواة على النحو التالي. يشغل الإلكترون الأول مستوى الطاقة الأقرب إلى النواة. ويشغل إلكترون آخر مستوى الطاقة نفسه. أما الإلكترون الثالث، فلا يمكن أن يشغل مستوى الطاقة هذا. وذلك لأنه يمكننا أن نتذكر مما سبق أن أقصى عدد للإلكترونات التي يمكن أن يحملها مستوى الطاقة الأول هو اثنان. وبالتالي فإن الإلكترون المتبقي الذي لم نتناوله بعد في ذرة الليثيوم لا بد أن يقع في أدنى مستوى طاقة متاح بعد ذلك، وهو مستوى الطاقة الثاني. في هذه المرحلة، يكون مستوى الطاقة الأول ممتلئًا تمامًا؛ لأنه يحتوي على إلكترونين. ويبدأ مستوى الطاقة الثاني في الامتلاء. تذكر أن مستوى الطاقة الثاني يمكن أن يحمل ما يصل إلى ثمانية إلكترونات.

إذا نظرنا بعد ذلك إلى البريليوم والبورون والكربون والنيتروجين، وغيرها، فسنجد أن ذرة البريليوم التي تحتوي على أربعة بروتونات في نواتها بها إلكترونان يشغلان الغلاف الداخلي وإلكترونان آخران يشغلان مستوى الطاقة الثاني. وبالانتقال إلى البورون الذي توجد خمسة بروتونات في نواته، فسنجد أنه يحتوي على إلكترونين في الغلاف الداخلي أيضًا، وثلاثة في الغلاف الثاني. بذلك يكون الإجمالي خمسة إلكترونات تطابق عدد البروتونات الخمسة في النواة، ما ينتج ذرة بورون متعادلة الشحنة. تحتوي ذرة الكربون متعادلة الشحنة على ستة بروتونات في نواتها، ما يعني وجود إلكترونين في مستوى الطاقة الأول والأربعة المتبقية في مستوى الطاقة الثاني.

أما النيتروجين، الذي يوجد في نواته سبعة بروتونات، فيحتوي على إلكترونين في مستوى الطاقة الأول وخمسة إلكترونات في مستوى الطاقة الثاني، وهكذا. نستمر بنفس الطريقة حتى نصل إلى النيون، الذي به ‪10‬‏ إلكترونات في المجمل. فيوجد إلكترونان في مستوى الطاقة الأول وثمانية إلكترونات في مستوى الطاقة الثاني. وهنا يمتلئ كل من مستويي الطاقة الأول والثاني بالكامل. بعد ذلك العنصر الموجود بعد النيون، الذي يوجد به ‪11‬‏ بروتونًا في النواة، سيحتوي على إلكترونين في مستوى الطاقة الأول وثمانية إلكترونات في مستوى الطاقة الثاني. وبعد ذلك، سيكون الإلكترون المتبقي موجودًا في مستوى الطاقة الثالث. وهكذا يمكننا معرفة التركيب الإلكتروني للذرات متعادلة الشحنة لعناصر محددة.

وفي الواقع هذا التركيب الإلكتروني، أي توزيع الإلكترونات في مستويات الطاقة حول نواة الذرة، هو الذي يحدد سلوك الذرة في أي تفاعل كيميائي. وذلك لأنه في بعض الذرات يكون الغلاف الخارجي الذي يحتوي على الإلكترونات ممتلئًا تمامًا، بينما في بعض الذرات يكون الغلاف الخارجي خاليًا تقريبًا. وفي بعض الحالات الأخرى، تكون الأغلفة الإلكترونية شبه ممتلئة. وبالتالي، يتصرف كل نوع من أنواع الذرات على نحو مختلف في التفاعلات الكيميائية.

من المثير للاهتمام أننا ذكرنا من قبل أن الإلكترونات تنتقل إلى أقل مستويات الطاقة المتاحة. وهذه هي الطريقة التي نحسب بها التركيبات الإلكترونية للذرات. في هذه الحالة، لدينا إلكترونان في مستوى الطاقة الداخلي، وخمسة في مستوى الطاقة الثاني. إذن، إجمالًا، لدينا سبعة إلكترونات. وإذا كانت هذه ذرة متعادلة الشحنة، فهناك سبعة بروتونات في النواة، ما يعني أنها ذرة نيتروجين. وعندما يكون التركيب الإلكتروني هكذا، أي عندما تكون الإلكترونات في أدنى مستويات الطاقة المتاحة، يقال إن هذه الإلكترونات توجد في الحالة الأرضية لها. وهو ما يعني في الأساس أن الإلكترونات قد ملأت مستويات الطاقة، بدءًا من أدنى مستوى للطاقة وصولًا إلى أعلى مستوى للطاقة، دون أن تترك أي فجوات في أي من مستويات الطاقة. في هذه الحالة تحديدًا، يكون مستوى الطاقة الداخلي، وهو المستوى الأول، ممتلئًا تمامًا. وعندها فقط يبدأ ملء مستوى الطاقة الثاني.

لكن إذا زودنا هذه الذرة بالطاقة، يمكن للإلكترونات أن تمتص هذه الطاقة وتنتقل إلى مستويات طاقة أعلى، تاركة وراءها فجوة في مستوى الطاقة السابق، وبهذا لا يصبح التوزيع الإلكتروني في أقل حالة طاقة ممكنة. ما الذي نعنيه بذلك؟ أولًا، يمكننا توفير الطاقة لهذه الإلكترونات عن طريق تسليط الضوء أو أي شكل آخر من أشكال الإشعاع الكهرومغناطيسي على هذه الذرات. ولكل إلكترون القدرة على امتصاص فوتون واحد من الضوء، حيث إن الفوتون في الأساس مجرد جسيم ضوء. وفي هذه الحالة، يمكننا القول إن هذا الإلكترون يمتص هذا الفوتون. وعندما يحدث ذلك، عندما يمتص الإلكترون الفوتون، يكتسب الإلكترون نفسه طاقة الفوتون. بالتالي، يصبح للإلكترون الآن طاقة أكبر. ولا يمكن أن يظل في مستوى الطاقة هذا. لا بد أن يرتفع إلى مستوى طاقة أعلى، مثل مستوى الطاقة رقم ثلاثة.

إذن ها هو الإلكترون الآن. وقد ارتفع إلى مستوى الطاقة الثالث. وفي هذه الحالة، نقول إن الإلكترونات الأخرى، أي التي لم ترتفع إلى مستوى طاقة أعلى، لا تزال في الحالة الأرضية. لكن الإلكترون الذي ارتفع إلى مستوى طاقة أعلى يقال إنه في حالة إثارة. ويعني هذا أننا بدأنا في ملء مستوى الطاقة الثالث في هذه الحالة، دون ملء مستوى الطاقة الثاني بالكامل. وكما ذكرنا من قبل، كلما زاد رقم مستوى الطاقة، أو بعبارة أخرى، كلما زاد بعد مستوى الطاقة عن النواة، زادت طاقة الإلكترونات التي تشغل مستوى الطاقة هذا. وهذا منطقي، أليس كذلك؟ فقد حصل الإلكترون على طاقة لأنه امتص فوتونًا. والفوتون هو في الواقع حزمة من الضوء تحمل طاقة. ومن ثم، فإن هذه الطاقة الزائدة من الفوتون نفسه تعني أن الإلكترون قد انتقل الآن إلى مستوى طاقة أعلى.

في النهاية، بعد مرور فترة من الزمن، إذا توقفنا عن تسليط الضوء على هذه الذرة، فسيعود الإلكترون إلى موضعه الأصلي. سيعود إلى مستوى الطاقة الأقل. عند حدوث ذلك، سيفقد الطاقة لأنه سينتقل إلى مستوى طاقة أقل. ولكن، في هذه الحالة، أين تذهب تلك الطاقة عندما يفقد الإلكترون الطاقة ويعود إلى المستوى الثاني؟ في الواقع، يحرر الإلكترون هذه الطاقة. بعبارة أخرى، يبعث الإلكترون فوتونًا آخر. ومن ثم، فإن إطلاق هذه الطاقة يسمح للإلكترون بالعودة إلى المستوى الثاني في هذه الحالة. والآن بعد أن تعرفنا على التوزيعات الإلكترونية، وكذلك كيف يمكن للإلكترونات أن تنتقل بين مستويات الطاقة، فلنتناول السؤال التالي كمثال.

يوضح الشكل إلكترونات في أغلفة إلكترونية مختلفة في ذرة ما. الذرة متعادلة كهربيًا. ما العنصر الذي تعبر عنه هذه الذرة؟

في هذا السؤال، لدينا شكل يوضح النواة التي تقع في مركز الذرة، ومستويات الطاقة الإلكترونية الممثلة باللون الأسود. تعرف مستويات الطاقة الإلكترونية هذه أيضًا بالأغلفة. وكما نرى، يشغل هذه الأغلفة واحد، اثنان، ثلاث نقاط زرقاء تمثل الإلكترونات. بعبارة أخرى، توجد ثلاثة إلكترونات في هذه الذرة.

نعلم من المعطيات أن هذه الذرة متعادلة كهربيًا. هذا يعني أن الشحنة الكهربية الكلية للذرة تساوي صفرًا؛ لأنها متعادلة الشحنة. لفهم أهمية ذلك، علينا أن نتذكر أن الإلكترونات جسيمات سالبة الشحنة. وتكون الذرات متعادلة الشحنة إذا كان عدد الإلكترونات في الذرة يساوي عدد البروتونات موجبة الشحنة الموجودة في النواة. وما يوضحه هذا الشكل هو أن هناك ثلاثة إلكترونات في هذه الذرة. ولكي تكون متعادلة الشحنة، يجب أن يكون هناك ثلاثة بروتونات في نواة الذرة. نتذكر بعد ذلك أن العنصر يعرف بعدد البروتونات الموجودة في نواة ذرته.

إذن للإجابة عن السؤال، علينا النظر إلى الجدول الدوري. وبالتحديد، يمكننا أن نتذكر أن الجدول الدوري للعناصر يوضح جميع العناصر مرتبة وفقًا للعدد الذري، والعدد الذري للذرة هو ببساطة عدد البروتونات الموجودة في نواة تلك الذرة. وبالأخذ في الاعتبار أن الجدول الدوري مرتب بتزايد العدد الذري، نريد إيجاد العنصر الموجود في الجدول الدوري الذي يساوي عدده الذري ثلاثة. فلدينا ثلاثة بروتونات في نواة هذه الذرة تحديدًا. والعنصر الذي يحتوي على ثلاثة بروتونات في نواته هو الليثيوم. وبالتالي، هذه هي إجابة السؤال.

والآن، وقد أجبنا عن هذا السؤال، فلنلخص ما تحدثنا عنه في هذا الدرس. أولًا، في هذا الفيديو، رأينا أن الإلكترونات يمكن أن توجد في الذرات بحيث تحيط بالنواة وترتب في مستويات طاقة أو أغلفة. ثانيًا، رأينا أن مستويات الطاقة مرقمة: واحد، واثنان، وثلاثة، وأربعة، وهكذا، بحيث يكون مستوى الطاقة الأقرب إلى النواة هو الغلاف رقم واحد. ثالثًا، رأينا أن كل إلكترون يشغل أدنى مستوى طاقة متاح لتقليل الطاقة الكلية للذرة ما لم نوفر له طاقة من مصدر خارجي. ويحدث ذلك عن طريق تسليط الضوء أو غيره من أشكال الإشعاع الكهرومغناطيسي على الذرة. وفي النهاية، عرفنا سبب عدم وجود جميع الإلكترونات في مستوى الطاقة الأول فقط. فيرجع ذلك إلى أن كل مستوى من مستويات الطاقة له حد أقصى لعدد الإلكترونات التي يمكنه حملها. ورأينا أيضًا أن الأغلفة البعيدة عن النواة يمكنها أن تحمل المزيد من الإلكترونات. على سبيل المثال، علمنا أن أقرب مستوى طاقة إلى النواة، وهو مستوى الطاقة الأول، يمكنه أن يحمل إلكترونين فقط، بينما يحمل مستوى الطاقة الثاني ما يصل إلى ثمانية إلكترونات. أما مستوى الطاقة الثالث، فيمكنه حمل ما يصل إلى ‪18‬‏ إلكترونًا.