فيديو الدرس: الأغلفة الإلكترونية الكيمياء

نسخة الفيديو النصية

في هذا الفيديو، سوف نتعرف على نموذج الأغلفة الإلكترونية وكيفية استخدام مخططات الأغلفة الإلكترونية. وسنشرح كيفية توزيع الإلكترونات في أغلفة الذرات والأيونات، والتحويل بين ترميز الأغلفة الإلكترونية ومخططاتها.

نعرف أن هناك أنواعًا كثيرة من الذرات أو الأيونات تسمى العناصر. داخل النواة، نجد البروتونات والنيوترونات. وعدد البروتونات هو الذي يحدد العنصر. إذا عددنا البروتونات، فسنحصل على العدد الذري للعنصر. يمكننا إيجاد الكثير من المعلومات عن العناصر في الجدول الدوري للعناصر. لنأخذ عنصر الكربون مثالًا. العدد الذري للكربون هو ستة، ما يعني أن ذرات أو أيونات الكربون تحتوي على ستة بروتونات. لذا إذا كانت لدينا ذرة أو أيون كربون، فسنعرف أن به بالتأكيد ستة بروتونات، ولكننا لن نعرف يقينًا عدد النيوترونات، وسنتحدث عن ذلك في هذا الفيديو.

الأمر الأهم هو تذكر أن البروتونات تحمل شحنة موجبة؛ ما يجعل النواة موجبة الشحنة. وتجذب النواة الإلكترونات السالبة الشحنة إليها بقوة. للإلكترونات والبروتونات شحنة متساوية، لكنها متعاكسة؛ ما يعني أنه لتكوين ذرة متعادلة، نحتاج إلى عدد متساو من الإلكترونات والبروتونات. إذا كان عدد الإلكترونات أكبر أو أقل من عدد البروتونات، فسنحصل على أيون له شحنة كلية. وإذا كان عدد الإلكترونات أكبر من عدد البروتونات، فسنحصل على أنيون سالب الشحنة. ولكن إذا كان عدد الإلكترونات أقل من البروتونات، فسنحصل على كاتيون موجب الشحنة.

إليك الخطوات التي عليك اتباعها لإيجاد عدد الإلكترونات في أي ذرة أو أيون. أول ما عليك فعله هو تحديد عدد البروتونات في الذرة أو الأيون. قد تحتاج إلى عدها في شكل توضيحي أو استخدام العدد الذري الموجود بجانب رمز العنصر. وبعد ذلك، نتذكر أن عدد الإلكترونات يساوي عدد البروتونات، في حالة الذرة على الأقل. أما في حالة الأيون، فيمكنك أن تضيف أو تحذف إلكترونات طبقًا للشحنة؛ فتضيف إلكترونات مع الأنيون وتحذفها مع الكاتيون.

لنطبق هذا على مثال، ‪Mg2+‬‏. يمكننا البحث عن العنصر ‪Mg‬‏ في الجدول الدوري، وسنجد أن العدد الذري للمغنيسيوم يساوي 12. إذن، لدينا 12 بروتونًا. بعد ذلك، نحول عدد البروتونات إلى عدد الإلكترونات، وسيكون لدينا 12 إلكترونًا إذا كنا نتعامل مع ذرة مغنيسيوم. لكننا نتعامل مع كاتيون مغنيسيوم اثنين موجب؛ لذا نحذف إلكترونين ليتبقى لدينا 10 إلكترونات.

بعد أن عرفنا كيفية عد الإلكترونات في الذرة أو الأيون، لنلق نظرة الآن على توزيعها.

عرفنا منذ وقت طويل أن الإلكترونات لا تدور في مدارات عشوائية حول النواة. فبعض الإلكترونات أقرب إلى النواة عن غيرها. والطريقة التي تتحرك وتتفاعل بها معقدة للغاية. يمكن لنظرية الكم أن تصف الطريقة الغريبة التي تتحرك بها الإلكترونات حول النواة. ومع ذلك، لا يعد أي من هذه النماذج الوسيلة المثلى لفهم أساسيات الكيمياء؛ لذا نحتاج إلى نموذج وسطي.

وهو نموذج الأغلفة الإلكترونية. في هذا النموذج، يقال إن الإلكترونات تشغل أغلفة حول النواة. يبعد كل غلاف عن النواة بمسافة أكبر من سابقه. ومثل طبقات البصلة، تصبح الأغلفة أكبر فأكبر. ويمكن أن تستوعب الأغلفة الأبعد عن النواة عددًا أكبر من الإلكترونات. وأخيرًا، تكون الإلكترونات أكثر استقرارًا إذا كانت في غلاف أقرب إلى النواة. لا يصلح هذا النموذج إلا مع العناصر العشرين الأولى. وبعد ذلك، لا يخبرنا هذا النموذج بمعلومات كافية عن سلوك الإلكترونات.

الغلاف الإلكتروني الأول هو الغلاف الأقرب إلى النواة، ويكون صغيرًا للغاية ويمكنه استيعاب إلكترونين فقط. يمكننا رسم ذرة الهيدروجين أو ذرة الهليوم بهذه الصورة. التوزيع الإلكتروني هو كيفية كتابة عدد الإلكترونات في كل غلاف. بالنسبة للهيدروجين، يوجد إلكترون واحد في الغلاف الأول. وبالنسبة للهليوم، يوجد إلكترونان. ولا توجد مساحة كافية في الغلاف الأول للمزيد من الإلكترونات. لذا، بالنسبة للجسيمات التي تحتوي على ثلاثة إلكترونات أو أكثر، سيكون علينا الانتقال إلى الغلاف الثاني.

يبعد الغلاف الإلكتروني الثاني عن النواة بمسافة أكبر، وهو أكبر حجمًا، ويمكنه استيعاب عدد من الإلكترونات يصل إلى ثمانية. يمكننا رسم ذرات الليثيوم، والبريليوم، والبورون، والكربون، والنيتروجين، والأكسجين، والفلور، والنيون بهذا الشكل. لعنصر الليثيوم عدد ذري يساوي ثلاثة؛ وبالتالي فإن ذرة الليثيوم بها ثلاثة إلكترونات: اثنان منهما في الغلاف الأول، والثالث في الغلاف الثاني. بالنسبة لذرات العناصر الأخرى الموضحة هنا، نضيف ببساطة إلكترونًا واحدًا إلى الغلاف الخارجي حتى يصبح لدينا عدد إلكترونات كلي يساوي ثمانية. والآن بعد أن ملأنا الغلاف الإلكتروني الثاني، حان وقت الانتقال إلى الغلاف الثالث.

الغلاف الإلكتروني الثالث أكبر من سابقيه. وفي هذا النموذج البسيط، يمكن أن يحتوي على ثمانية إلكترونات بحد أقصى. في مستويات أعلى، قد يقال لك إنه يستوعب 18 إلكترونًا. ويكون ذلك عندما ننظر إلى الصف الأول من الفئة ‪D‬‏ في الجدول الدوري، بداية من عنصر السكانديوم إلى الزنك. ولكن في هذه الحالة يصبح النموذج غير صالح. لا داعي للقلق بهذا الشأن في الوقت الحالي. ولنفترض أنك لن تحتاج إلى استخدام هذا النموذج مع أي عناصر تلي الكالسيوم. تحتوي ذرات العناصر من الصوديوم إلى الأرجون على إلكتروناتها الخارجية في الغلاف الإلكتروني الثالث، بتوزيع إلكتروني اثنان، ثمانية، واحد، إلى اثنين، ثمانية، ثمانية. والآن، يمكننا الانتقال إلى الغلاف الرابع.

يمكن أن يحتوي الغلاف الإلكتروني الرابع على 32 إلكترونًا، لكن لا يصلح هذا النموذج البسيط إلا للغلافين الأولين فقط. وباستخدام هذا النموذج البسيط، يمكننا رسم ذرات البوتاسيوم والكالسيوم بهذه الطريقة. التوزيع الإلكتروني لذرة البوتاسيوم هو إلكترونان في الغلاف الأول، وثمانية في الغلاف الثاني، وثمانية في الغلاف الثالث، وإلكترون واحد في الغلاف الرابع. تذكر أنه يمكنك البحث عن رمز العنصر في منتصف الشكل بالجدول الدوري واستخدام العدد الذري لتحديد عدد البروتونات في النواة. بمجرد أن ترسم الشكل، يمكنك التحقق من أن لديك العدد الصحيح من الإلكترونات عن طريق جمع عدد الإلكترونات في كل غلاف.

قبل أن نمضي قدمًا، يجدر في هذه المرحلة إلقاء نظرة على فائدة نموذج الأغلفة الإلكترونية.

هذه هي العناصر العشرون الأولى من الهيدروجين إلى الكالسيوم. ولدينا الأعداد الذرية لكل عنصر، التي تخبرنا بعدد البروتونات الموجودة في ذرة أو أيون هذا العنصر. في الكيمياء، نريد أدوات من شأنها إخبارنا بسرعة وموثوقية كيف تتفاعل العناصر بعضها مع بعض. في البداية، يمكننا النظر في كيفية ارتباط هذه العناصر معًا. لفعل ذلك، سنبسط الأمور إلى حد كبير وننظر فقط إلى عدد الروابط التي تكونها الذرات المنفردة أو شحنة الأيونات التي تكونها.

الهليوم والنيون والأرجون غازات نبيلة غير تفاعلية؛ ومن ثم فإن قوة اتحادها تساوي صفرًا. تميل ذرات الهيدروجين عادة إلى تكوين روابط أحادية أو أيونات أحادية الشحنة. وعادة ما يكون الفلزان الليثيوم والبريليوم كاتيونات في صورة الليثيوم موجب والبريليوم اثنين موجب، بينما يميل البورون والكربون إلى تكوين ثلاث أو أربع روابط تساهمية، على الترتيب. في العناصر التالية للكربون، تقل قوة الاتحاد، حيث يميل النيتروجين إلى تكوين ثلاث روابط، ويكون الأكسجين رابطتين، ويكون الفلور رابطة واحدة. ويمكننا أيضًا الحصول على أنيون ‪O2−‬‏ وأنيون ‪F−‬‏. وفيما يخص العناصر الموجودة بين النيون والأرجون، لدينا النمط نفسه؛ إذ تزداد قوة الاتحاد إلى حد أقصى يساوي أربعة في حالة السليكون، وتنخفض إلى الصفر مرة أخرى. وبالنظر إلى العناصر التالية للأرجون، نجد الأيونين ‪K+‬‏ و‪Ca2+‬‏.

إذا نظرت بعناية، فستجد أن بإمكانك رؤية نمط يناظر أقصى عدد من الإلكترونات يمكن للأغلفة الإلكترونية استيعابه: اثنان، وثمانية، وثمانية، وهكذا. يمكننا التعبير عن هذا النمط بمبدأ بسيط. تكتسب ذرات أي عنصر الإلكترونات أو تفقدها أو تشكل روابط تساهمية حتى يصبح لها غلاف خارجي مكتمل. توجد بعض الاستثناءات، لكن ما يزال بإمكانك أن تفهم الكثير عن الكيمياء المثيرة للاهتمام باستخدام هذا النموذج البسيط. يمكننا استخدام الجدول الدوري في توقع كيفية تفاعل عنصر معين.

تميل ذرات الكربون إلى تكوين أربع روابط تساهمية لتملأ غلافها الخارجي. من ناحية أخرى، تميل ذرات المغنيسيوم إلى فقد الإلكترونين الخارجيين في الغلاف الإلكتروني الثالث ليتبقى الغلاف الإلكتروني الثاني مكتملًا تحته. لست بحاجة إلى تذكر كل هذه التفاصيل، لكن من المفيد أن تتذكر أن هذا النموذج يفيد في توقع السلوكيات الكيميائية الأساسية. والآن لنلق نظرة على المخططات عندما نضيف إلكترونات أو نحذفها.

هكذا يمكن أن نرسم ذرة صوديوم تحتوي على 11 بروتونًا في النواة و11 إلكترونًا في السحابة الإلكترونية. باستخدام نموذج الأغلفة الإلكترونية، يمكننا وصف كيفية توزيع هذه الإلكترونات بمزيد من التفصيل: إلكترونان في الغلاف الأول، وثمانية في الغلاف الثاني، وإلكترون واحد في الغلاف الثالث.

ينتمي عنصر الصوديوم إلى المجموعة الأولى من الجدول الدوري. لذا نتوقع أن تفقد ذرة الصوديوم إلكترونها الخارجي لتكون أيون ‪Na+‬‏. عند حذف الإلكترونات، نحذف عادة الإلكترونات الأقل استقرارًا أولًا، أي الإلكترونات في الغلاف الخارجي. في حالة الصوديوم، ينتج أيون ‪Na+‬‏ بغلاف ثالث فارغ وغلاف ثان مكتمل. والغلاف الخارجي هو الغلاف الأبعد عن النواة الذي ما يزال يحتوي على إلكترون واحد على الأقل.

نلاحظ حالة مشابهة ولكن في الاتجاه المعاكس، وهي الكلور على الطرف الآخر من الجدول الدوري. عنصر الكلور الموجود في المجموعة 17 من الجدول الدوري، التي تعرف أيضًا بالمجموعة السابعة، يتفاعل عادة لاكتساب إلكترون واحد أو تكوين رابطة تساهمية أحادية لملء هذا الفراغ الموجود في الغلاف الإلكتروني الثالث. وهذه هي طريقة رسم أيون الكلوريد، بتوزيع إلكتروني اثنان، ثمانية، ثمانية. أما بالنسبة لأيون الصوديوم، فالتوزيع الإلكتروني اثنان، ثمانية. من الشائع أن نرى هذين المخططين مجتمعين معًا، حيث نرى إلكترونًا ينتقل من الغلاف الخارجي لذرة الصوديوم إلى الغلاف الخارجي لذرة الكلور. وكما ترى، فإن العدد الكلي للإلكترونات، 28، يظل كما هو.

قبل أن نتناول بعض الأمثلة، سأوضح لكم كيف يمكن استخدام مخططات الأغلفة الإلكترونية في توضيح أشكال الترابط المختلفة. لنلق نظرة على الترابط التساهمي بين ذرتي هيدروجين. قد ترى مخططات أغلفة إلكترونية توضح الإلكترونين بين نواتي ذرتي هيدروجين. وبما أن ذرتي الهيدروجين تتشاركان الإلكترونين، فإن لكل من الذرتين غلافًا خارجيًّا ممتلئًا.

ومن الأمثلة الجيدة على التجاذب الأيوني ما يحدث بين ذرتي الليثيوم والفلور بعد تفاعلهما. عندما تقترب الذرتان إحداهما من الأخرى بمسافة كافية، يقفز إلكترون من الغلاف الخارجي لذرة الليثيوم إلى الغلاف الخارجي لذرة الفلور ليتكون الأيونان ‪Li+‬‏ و‪F−‬‏. ويصبح الغلاف الإلكتروني الثاني في أيون ‪Li+‬‏ فارغًا؛ لذا لا حاجة لرسمه.

لا تستخدم مخططات الأغلفة الإلكترونية عادة لتوضيح الترابط الفلزي، لكن دعونا ننظر إلى ذرتي بريليوم على أية حال. عندما تترابط ذرات الفلزات وتتجمع معًا، تفقد إلكتروناتها الخارجية التي تصبح إلكترونات غير متمركزة. لكن الأمر يصبح فوضويًّا إلى حد ما عندما نستخدم مخططات الأغلفة الإلكترونية لتوضيح ذلك. بدلًا من ذلك، سترى عادة الأيونات الفلزية محاطة ببحر من الإلكترونات غير المتمركزة. والآن، لننظر إلى هذا التمرين.

ما العدد الأقصى من الإلكترونات في الغلاف الإلكتروني الأول؟

الغلاف الإلكتروني هو مكان حول النواة يمكن أن يوجد فيه الإلكترون. الغلاف الإلكتروني الأول هو ببساطة الغلاف الإلكتروني الأقرب إلى النواة. والغلاف الإلكتروني الأول صغير للغاية؛ ومن ثم لا يمكن أن يستوعب إلا إلكترونين فقط. لا توجد الكثير من الطرق لتذكر هذا الأمر، لكن يمكنك إنعاش ذاكرتك من خلال النظر إلى الجدول الدوري.

يوجد عنصران فقط في الدورة الأولى، أي الصف الأول، من الجدول الدوري. ذرة الهيدروجين تحتوي على إلكترون واحد، وذرة الهليوم تحتوي على إلكترونين. عندما نصل إلى عنصر الليثيوم، علينا أن ننتقل صفًّا واحدًا إلى أسفل، ويصبح لدينا ثلاثة إلكترونات لكل ذرة. ويجب أن يكون الإلكترون الثالث في الغلاف الثاني لأن الغلاف الأول ممتلئ. عندما نتحرك صفًّا إلى أسفل في الصفوف القليلة الأولى من الجدول الدوري؛ فهذا يعني أننا نضيف إلكترونات خارجية إلى غلاف جديد. إذن، هذه هي الطريقة التي نتبعها لتذكر أن أقصى عدد من الإلكترونات في الغلاف الإلكتروني الأول هو اثنان.

دعونا الآن نتناول سؤالًا عن كيفية تحليل مخططات الأغلفة الإلكترونية.

أي الصور توضح توزيع الإلكترونات في ذرة الأكسجين؟

لدينا هنا خمسة مخططات أغلفة إلكترونية. في منتصف كل منها رسمت نواة، وهي أكبر بكثير نسبة إلى الذرة في الواقع. الدوائر الحمراء المكتوب عليها الحرف ‪p‬‏ هي البروتونات، والدوائر البيضاء المكتوب عليها الحرف ‪n‬‏ هي النيوترونات. والدوائر السوداء هي الأغلفة الإلكترونية التي يمكنها استيعاب عدد محدود من الإلكترونات. والنقاط الزرقاء هي الإلكترونات.

ما يطلبه السؤال هو تحديد الصورة التي تمثل توزيع الإلكترونات في ذرة الأكسجين. الأكسجين عنصر يمكننا إيجاده في الجدول الدوري. ونرى أن العدد الذري للأكسجين هو ثمانية. يعني هذا أن كل ذرة أو أيون أكسجين يحتوي على ثمانية بروتونات في النواة. والذرات متعادلة الشحنة؛ ما يعني أننا نحتاج إلى عدد متساو من الإلكترونات والبروتونات. أول ما يمكننا فعله هو أن نتحقق من أن جميع المخططات تحتوي على ثمانية بروتونات وثمانية إلكترونات.

جميع النوى تبدو متطابقة، ويحتوي كل منها على ثمانية بروتونات. هذا يعني أننا نتعامل مع نوى أكسجين، ويمكننا الانتقال إلى الاختبار التالي. أسهل طريقة لحساب عدد الإلكترونات هي إيجاد التوزيع الإلكتروني لكل من المخططات. نفعل ذلك عن طريق عد الإلكترونات الموجودة في كل غلاف، بداية من الغلاف الأول.

في المخطط الأول، يوجد إلكترونان في الغلاف الإلكتروني الأول، واثنان في الثاني، وأربعة في الثالث. هذا هو العدد الصحيح من الإلكترونات، لكننا سنعود إليه بعد قليل. أما المخطط الثاني، فتوزيعه الإلكتروني اثنان، ستة. والمخطط الثالث توزيعه الإلكتروني صفر، ثمانية. تذكر أن الصفر يظل مهمًّا لأنه غلاف داخلي. والمخطط الرابع توزيعه الإلكتروني ثمانية. أما المخطط الأخير، فتوزيعه الإلكتروني أربعة، أربعة.

لكل غلاف إلكتروني عدد أقصى ثابت من الإلكترونات التي يمكنه استيعابها. فيمكنك وضع إلكترونين في الغلاف الإلكتروني الأول، وما يصل إلى ثمانية في الغلاف الثاني. والمبدأ الآخر الذي سنستخدمه لإيجاد الحل هو أن الإلكترونات تشغل المساحة الأكثر استقرارًا. في مخططات الأغلفة الإلكترونية؛ هذا يعني أدنى غلاف متاح.

إذن، في المخطط الأول، يمكننا أن نرى إلكترونين في أدنى غلاف متاح. هذا جيد. ولكن توجد أربعة إلكترونات في الغلاف الثالث على الرغم من وجود مساحة متبقية في الغلاف الثاني. إذن هذا ليس المخطط الصحيح. في المخطط الثاني، يوجد أيضًا إلكترونان في الغلاف الإلكتروني الأول. وتملأ الإلكترونات الستة المتبقية، من إجمالي ثمانية إلكترونات، الغلاف الثاني كما من المفترض بها أن تفعل. إذن، هذا هو الشكل الصحيح. لكن دعونا نلق نظرة على المخططات الثلاثة الأخرى من باب الاحتياط فقط.

في المخطط الثالث، توجد ثمانية إلكترونات في الغلاف الثاني رغم وجود مساحة متوفرة لإلكترونين في الغلاف الأول. إذن، هذا ليس التوزيع الصحيح. بالنسبة للمخطط الرابع، نجد أن جميع الإلكترونات موجودة في الغلاف الإلكتروني الأول؛ ما يعني أن عددها أكبر من سعة الغلاف الأول بمقدار ستة إلكترونات. وفي المخطط الأخير، يوجد إلكترونان زائدان في الغلاف الإلكتروني الأول. هذا يعني أن الصورة التي تمثل التوزيع الصحيح للإلكترونات في ذرة الأكسجين هي الصورة التي بها ثمانية بروتونات في النواة، وإلكترونان في الغلاف الأول، وستة إلكترونات في الغلاف الثاني.

والآن قبل أن ننهي حديثنا، دعونا نستعرض النقاط الأساسية. الغلاف الإلكتروني هو مكان حول النواة يمكن أن يستوعب الإلكترونات. الإلكترونات الموجودة في الأغلفة الأقرب إلى النواة تكون أكثر استقرارًا. يمكن أن يوجد إلكترونان بحد أقصى في الغلاف الإلكتروني الأول. ويمكن أن توجد ثمانية إلكترونات بحد أقصى في الغلاف الإلكتروني الثاني.

في نموذج الأغلفة الإلكترونية البسيط هذا، يمكننا إضافة ثمانية إلكترونات فقط إلى الغلاف الثالث قبل أن نبدأ في إضافة إلكترونات إلى الغلاف الرابع. في مخططات الأغلفة الإلكترونية، تشغل الإلكترونات مواضع الطاقة الأقل أولًا، إلا إذا كنا نتعامل مع حالات خاصة منها حالة الإثارة. ويمكننا التحويل بين مخططات الأغلفة الإلكترونية والتوزيعات الإلكترونية عن طريق عد الإلكترونات الموجودة في كل غلاف. في هذه الحالة، يوجد إلكترونان في الغلاف الأول، وثمانية في الغلاف الثاني، وإلكترون واحد في الغلاف الثالث. وإذا كنت تعرف العنصر الذي تتعامل معه، فستتمكن من التحويل بين هاتين الصيغتين.