فيديو الدرس: التوزيعات الإلكترونية الكيمياء

في هذا الفيديو، سوف نتعرف على ترميز التوزيع الإلكتروني، ونصف التوزيعات الإلكترونية للذرات والأيونات في عناصر المجموعة الرئيسية حتى نهاية الدورة الرابعة من الجدول الدوري.

٢٢:٥٣

‏نسخة الفيديو النصية

في هذا الفيديو، سوف نتعرف على ترميز التوزيع الإلكتروني، ونصف التوزيعات الإلكترونية للذرات والأيونات في عناصر المجموعة الرئيسية حتى نهاية الدورة الرابعة من الجدول الدوري. يعد ترميز التوزيع الإلكتروني وسيلة لتمثيل طبيعة الإلكترونات الموجودة حول ذرة أو أيون. وهو بديل لاستخدام أعداد الكم الأربعة. وسوف نلخص أعداد الكم، ثم ننتقل إلى التوزيعات الإلكترونية.

يشير عدد الكم الرئيسي ‪𝑛‬‏ إلى الغلاف الإلكتروني. ويشير عدد الكم الثانوي، ‪𝑙‬‏، أو عدد الكم للزخم الزاوي المداري إلى الغلاف الفرعي. يمثل الصفر الأغلفة الفرعية من النوع ‪s‬‏، والواحد يمثل الأغلفة الفرعية من النوع ‪p‬‏، والاثنان يمثل الأغلفة الفرعية من النوع ‪d‬‏، أما الثلاثة فيمثل الأغلفة الفرعية من النوع ‪f‬‏. عندما ننظر إلى الذرات التي تحتوي على المزيد والمزيد من الإلكترونات، نرى أن نطاق القيم المسموح بها لكل عدد كمي يزداد لتوفير المزيد من التركيبات الفريدة الممكنة للأعداد الكمية. بعبارة أخرى، إن كثرة العناوين تعني كثرة المواقع في السحابة الإلكترونية. لكننا بحاجة إلى عددين كميين آخرين لكي نصل إلى مستوى الإلكترونات الفردية.

عدد الكم التالي هو عدد الكم المغناطيسي، ‪𝑚𝑙‬‏. يشير عدد القيم المسموح بها في عدد الكم المغناطيسي لقيمة معينة للعدد الكمي الفرعي إلى عدد المدارات في كل غلاف فرعي: مدار واحد للغلاف الفرعي من النوع ‪s‬‏، وثلاثة مدارات للغلاف الفرعي من النوع ‪p‬‏، وخمسة مدارات للغلاف الفرعي من النوع ‪d‬‏. ويستمر هذا النمط مع الأغلفة الفرعية من النوع ‪f‬‏ التي تحتوي على سبعة مدارات.

أما عدد الكم الأخير ‪𝑚s‬‏، عدد الكم المغزلي، فيشير إلى الحالة المغزلية للإلكترون، الذي إما يدور لأعلى وإما يدور لأسفل. فيشير موجب نصف إلى حالة الدوران لأعلى، بينما يشير سالب نصف إلى حالة الدوران لأسفل. إليك الصيغ العامة لـ ‪𝑙‬‏ و‪𝑚𝑙‬‏ إذا احتجت إليها. الشيء الأساسي الذي يمكنك استنباطه هنا هو أنه في كل مدار، توجد حالتا دوران محتملتان؛ إذن يوجد إلكترونان بحد أقصى، إما مدار واحد أو ثلاثة أو خمسة أو سبعة مدارات لكل غلاف فرعي من النوع ‪s‬‏ أو ‪p‬‏ أو ‪d‬‏ أو ‪f‬‏؛ ‪𝑛‬‏ ناقص واحد غلاف فرعي لكل غلاف رئيسي؛ وعدد الكم الرئيسي يتوافق مع عدد الأغلفة.

تتميز أعداد الكم بكونها محددة جدًّا، لكنها ليست مختصرة للغاية. وهذا هو السبب وراء استخدامنا التوزيعات الإلكترونية. إليك رسمًا بسيطًا للغلاف الإلكتروني، وهو فعال جدًّا في بيان موقع الإلكترونات من حيث الأغلفة. ومن ناحية أخرى، فإن أعداد الكم مؤشر عظيم يخبرنا بحالة الإلكترون الفردي بشكل دقيق.

لتمثيل هذا الرسم بأعداد الكم، نحتاج إلى 28 عددًا منها. يمكننا أن نتخيل الحاجة إلى المزيد للذرات الأكبر حجمًا بكثير. التوزيعات الإلكترونية أداة بسيطة وفعالة. دعونا نبدأ في تمثيل التوزيع الإلكتروني لذرة النيتروجين. نبدأ بالغلاف الداخلي، المشار إليه بالرقم واحد. يوجد نوع واحد فقط من الغلاف الفرعي، ألا وهو الغلاف الفرعي من النوع ‪s‬‏، في الغلاف الإلكتروني الأول. ومن ثم نبدأ توزيعنا الإلكتروني بترميز الغلاف الفرعي ‪1s‬‏. يحتوي الغلاف الفرعي من النوع ‪s‬‏ على مدار واحد فقط. ويمكن للمدار الواحد أن يحتوي على إلكترونين بحد أقصى. في الرسم الموضح، لا يوجد إلا إلكترونان في الغلاف الأول للإلكترون. ويمكننا وضع هذين الإلكترونين في الغلاف الفرعي ‪1s‬‏؛ بحيث يملآن الغلاف الفرعي والغلاف الرئيسي بالكامل. يمكننا الإشارة إلى عدد الإلكترونات الموجودة في الغلاف الفرعي عن طريق وضع رقم علوي بجوار ترميز الغلاف الفرعي.

لعلك تتساءل الآن أين نشير إلى دوران الإلكترون؟ حسنًا، نحن بحاجة إلى مزيد من المعلومات لكي نفهم مدلول هذا الترميز. نحن نعرف أنه يوجد إلكترونان في المدار ‪1s‬‏. ومن ثم يجب أن يدور أحدهما لأعلى وأن يدور الثاني لأسفل. وبالرغم من أننا لا نقوم بتمثيل الدوران تحديدًا في عملية التوزيع الإلكتروني، إلا أنه يمكننا استنباطه من خلال فهمنا للموضوع.

في المعتاد، يدور الإلكترون الأول في المدار لأعلى، بينما يدور الإلكترون الثاني لأسفل. هذان أول إلكترونين يمثلان. دعونا ننتقل إلى الإلكترونات الخمسة الأخرى. هذه الإلكترونات جميعها يوجد في الغلاف الإلكتروني الثاني؛ ومن ثم نبدأ باثنين. في الغلاف الإلكتروني الثاني، يوجد نوعان من الأغلفة الفرعية، الغلاف ‪s‬‏ والغلاف ‪p‬‏. نحن في المعتاد نرسم ترميز غلاف فرعي مستقلًّا لكل غلاف فرعي. ولأسباب ستتضح أهميتها فيما بعد، نحن لا نكتب ‪2sp‬‏. فلدينا العدد 2 منفصلان للغلافين الفرعيين.

يذهب أول إلكترونين للغلاف الفرعي ‪2s‬‏. وتذهب الإلكترونات الثلاثة التالية جميعًا للغلاف الفرعي ‪2p‬‏. وفي وجود ثلاثة مدارات، توجد مساحة أكثر من المساحة الكافية. وهذا يمثل جميع الإلكترونات، لكننا لسنا واثقين بعد من الدوران. فالمدار ‪2s‬‏ يشبه المدار ‪1s‬‏؛ بحيث يدور أحد الإلكترونات لأعلى ويدور الآخر لأسفل. أما في الغلاف الفرعي ‪2p‬‏، فهذا ليس واضحًا؛ نظرًا لأن لدينا ستة أماكن وثلاثة إلكترونات. فقد تكون على هذه الصورة، أو هذه، أو حتى هذه.

المبدأ الأول الذي يجب أن نتبعه هو أن الإلكترونات لن تبدأ في الازدواج إلا بعد أن تحتوي جميع المدارات على إلكترون واحد على الأقل. والمبدأ الثاني أن الإلكترونات الموجودة داخل الغلاف الفرعي نفسه سوف ترتب نفسها بطريقة تزيد من دورانها الكلي لأقصى درجة. وهكذا فإن الإلكترون الأول يدور لأعلى في المدار الأول والإلكترون الثاني يدور لأعلى أيضًا في المدار الثاني، والإلكترون الثالث كذلك يدور لأعلى في المدار الثالث. ولو كان هناك إلكترون رابع، لدار لأسفل في المدار الأول.

ولكل من هذه المبادئ اسم خاص. القاعدة الأولى هي أن التوزيع الأقل طاقة هو التوزيع الذي يحتوي على أكبر عدد من الإلكترونات المنفردة. وفي هذا التوزيع على وجه التحديد، يوجد ثلاثة إلكترونات منفردة. ولن نقلل من هذا العدد إلا إذا بدأت في الازدواج معًا. القاعدة الثانية هي أن تلك الإلكترونات سيكون لها دورانها الخاص في الاتجاه نفسه؛ حيث تدور جميعًا لأعلى في المعتاد. أي إن جميع الإلكترونات المنفردة في هذا التوزيع تدور لأعلى. وهذه القواعد تعرف باسم قواعد هوند، نسبة إلى فريدريك هوند.

سيصادفك في الغالب مصطلحا توزيعات الإلكترونات أو التوزيعات الإلكترونية. ويستخدم المصطلحان بالتبادل. ومن الشائع أكثر أن ترى مصطلح التوزيعات الإلكترونية عندما نتحدث عن الذرة أو الأيون، كما ترى مصطلح توزيعات الإلكترونات عندما ننظر إلى الترميز.

الشيء الآخر الذي سنتناوله هو كيف نعرف ترتيب ملء الأغلفة الفرعية. القاعدة الأولى هي أنه كلما زادت قيمة ‪𝑛‬‏ لإلكترون ما، زادت طاقته. ومن ثم فالإلكترون الموجود في الغلاف الفرعي ‪1s‬‏ أكثر استقرارًا من الإلكترون الموجود في الغلاف الفرعي ‪2s‬‏ أو الغلاف الفرعي ‪3s‬‏ للذرة نفسها أو الأيون نفسه. القاعدة الثانية هي أنه عند أي قيمة محددة لـ ‪𝑛‬‏، يكون الإلكترون الموجود في الغلاف الفرعي من النوع ‪s‬‏ أكثر استقرارًا من الموجود في الغلاف الفرعي ‪p‬‏ أو ‪d‬‏ أو ‪f‬‏. إذن الإلكترون الموجود في الغلاف الفرعي ‪4s‬‏ له طاقة أقل من الإلكترون الموجود في الغلاف الفرعي ‪4p‬‏.

لكن من المفارقات المهمة أنه كلما زادت قيمة ‪𝑛‬‏، زاد نطاق طاقات المدارات أيضًا. فالطاقات الخاصة بالمدارات في الغلافين الإلكترونيين الأول والثاني منفصلة بشكل جيد. والأمر نفسه ينطبق على الغلافين الإلكترونيين الثاني والثالث. لكن نطاق طاقة الغلاف الإلكتروني الرابع يتداخل مع نطاق طاقة الغلاف الإلكتروني الثالث. وهذا يعني أن بعض الإلكترونات في الغلاف الإلكتروني الرابع ستكون في الواقع أكثر استقرارًا من بعض الإلكترونات في الغلاف الإلكتروني الثالث. والمعادلات اللازمة لمعرفة الطاقات بشكل محدد غاية في التعقيد. لكن لحسن الحظ يوجد مخطط سهل يمكننا استخدامه لكي نتذكر الترتيب.

توجد المدارات الأقل طاقة في الغلاف الفرعي ‪1s‬‏، تتبعها المدارات في الغلافين الفرعيين ‪2s‬‏ و‪2p‬‏، تتبعها مدارات الغلافين ‪3s‬‏ و‪3p‬‏. لكن الغلاف الفرعي ‪4s‬‏ أقل في الطاقة بشكل عام من الغلاف الفرعي ‪3d‬‏، برغم اقترابهما الشديد. وهكذا يمتلئ الغلاف الفرعي ‪4s‬‏ أولًا، ثم يتبعه الغلاف الفرعي ‪3d‬‏. يمكننا أن نتذكر التسلسل، لكن هذا الترتيب المحدد يساعد.

يمكننا استخدام هذه الأسهم القطرية لترتيب الأغلفة الفرعية حسب الطاقة: ‪1s‬‏، ثم ‪2s‬‏، ثم ‪2p‬‏، ثم ‪3s‬‏، ثم ‪3p‬‏، ثم ‪4s‬‏، ثم ‪3d‬‏. ويمكننا توسيع هذا النمط ليشمل ‪4p‬‏، و‪5s‬‏، و‪4d‬‏، و‪5p‬‏، و‪6s‬‏، وهكذا. هذه الأداة مفيدة جدًّا في إيجاد التوزيعات الإلكترونية للذرات والأيونات. إلا أنها في ظروف معينة لا تعطي نتائج واقعية. في هذا الفيديو، لن نتعامل مع الحالات المتطرفة التي ينتج عنها مشكلات كبيرة في الدقة. لكن يوجد أمر نحتاج إلى الإشارة إليه، كما أننا نعتبره من المسلمات. وهو أن الإلكترونات تذهب إلى المدارات ذات الطاقة المنخفضة أولًا. وهذا يعرف باسم مبدأ أوفباو.

سوف تشغل الإلكترونات في الذرة أو الأيون في الحالة المستقرة المدار الأقل طاقة المتاح. وسوف ترى التوزيعات الإلكترونية حسب ترتيب الطاقة، وهذا يفيد في معرفة مكان وضع الإلكترونات بالتحديد. أو ربما يجري ترتيبها حسب أقل عدد كمي، على سبيل المثال عندما تساوي جميع أعداد ‪𝑛‬‏ ثلاثة أغلفة فرعية تكون قبل الحالة التي تساوي فيها جميع أعداد ‪𝑛‬‏ أربعة أغلفة فرعية. وكلتا الطريقتين صالحتان، بالرغم من أنك ستجد نظام الترتيب حسب الطاقة أكثر شيوعًا عندما تحاول معرفة المكان الذي يجب أن تتجه إليه الإلكترونات.

دعونا نتدرب على ملء الأغلفة الفرعية باستخدام الكريبتون مثالًا.

عنصر الكريبتون عدده الذري 36. لذا، فنحن نعرف أن ذرة الكريبتون تحتوي على 36 بروتونًا في نواتها و36 إلكترونًا في سحابتها الإلكترونية. سوف يذهب أول إلكترونين إلى الغلاف الفرعي ‪1s‬‏، وهذان هما أول إلكترونين يمثلان، كما يذهب إلكترونان آخران للغلاف الفرعي ‪2s‬‏. أما الغلاف الفرعي التالي الذي يملأ فهو الغلاف الفرعي ‪2p‬‏. تحتوي الأغلفة الفرعية من النوع ‪p‬‏ على ستة إلكترونات بحد أقصى. ولدينا ما يكفي وأكثر لملء هذا الغلاف الفرعي. ومن ثم تذهب الإلكترونات الستة التالية إلى هنا.

بعد ذلك، لدينا بداية الغلاف الإلكتروني الثالث، بالغلافين الإلكترونيين ‪3s‬‏ و‪3p‬‏. ويوجد إلكترونان في الغلاف الفرعي ‪3s‬‏، بينما يوجد ستة إلكترونات في الغلاف الفرعي ‪3p‬‏. ونحن لا نملأ الغلاف الفرعي ‪3d‬‏ حتى نملأ الغلاف الفرعي ‪4s‬‏. إذن يندرج هذان الإلكترونان هنا، يتبعهما 10 إلكترونات أخرى في الغلاف الفرعي من النوع ‪d‬‏. تحتوي الأغلفة الفرعية من النوع ‪d‬‏ على خمسة مدارات، وتتسع لعشرة إلكترونات بحد أقصى. ولمعرفة أين تذهب الإلكترونات الستة الأخرى، نحن بحاجة لاستكمال مخططنا.

الغلاف التالي هو الغلاف الفرعي ‪4p‬‏، الذي يمكن أن يحتوي على ستة إلكترونات بحد أقصى. وهذا بالضبط هو عدد الإلكترونات المتبقية. مع أخذ جميع الإلكترونات بعين الاعتبار الآن، نحن نعرف أن التوزيع الإلكتروني لذرة الكريبتون في حالتها المستقرة هو: ‪1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6‬‏.

كما ترى، قد تكون التوزيعات الإلكترونية طويلة جدًّا. ويمكننا تبسيط التوزيعات الإلكترونية من خلال استخدام الأقواس الموضوعة حول رمز العنصر. على سبيل المثال، الأقواس الموضوعة حول رمز العنصر لذرة الكريبتون تشير إلى هذا التوزيع الإلكتروني الكامل. وعلى سبيل المثال، يمكننا تمثيل التوزيع الإلكتروني لذرة الروبيديوم التي تحتوي على عدد من الإلكترونات يزيد بإلكترون واحد عن ذرة الكريبتون على هذا النحو. بهذه الطريقة، يمكننا التركيز على الإلكترون ‪5s‬‏، الذي يعد أكثر أهمية لفهم كيمياء الروبيديوم من الإلكترونات الداخلية. في المعتاد، نرى عناصر المجموعة الـ 18 فقط في هذا الترميز، ويعد الهيليوم والنيون والأرجون أمثلة جيدة على هذا.

بعد ذلك، دعونا نلق نظرة على الأيونات. عندما نريد معرفة التوزيع الإلكتروني للأيونات، ننظر أولًا إلى التوزيع الإلكتروني للذرة المكافئة، ثم نضيف الإلكترونات أو نزيلها. فنحن نزيل الإلكترونات من المدار المشغول الأعلى طاقة أو نضيف الإلكترونات إلى المدار المتاح الأقل طاقة. التوزيع الإلكتروني لذرة الصوديوم هو ‪1s2 2s2 2p6 3s1‬‏. في هذا التوزيع، الغلاف الفرعي ‪3s‬‏ له أعلى طاقة. لذا، عندما نزيل إلكترونًا من ذرة الصوديوم، سيزال الإلكترون الموجود في المدار ‪3s‬‏ أولًا. ويمكن كتابة التوزيع الإلكتروني لأيون الصوديوم الموجب هكذا ‪1s2 2s2 2p6‬‏، متجاهلين الغلاف الفرعي ‪3s‬‏ تمامًا. لكن من الأفضل تمامًا أن نكتب ‪3s0‬‏ لكي نبرز الغلاف الفرعي الذي فقد منه الإلكترون نسبة إلى الذرة.

لعلك لاحظت أن التوزيع الإلكتروني ‪1s2 2s2 2p6‬‏ هو نفسه التوزيع الإلكتروني الذي نراه في ذرة النيون. يمكننا التعبير عن التشابه بين الصوديوم الموجب والنيون بأن نقول إنهما متساويان إلكترونيًّا. ما نعنيه بهذا أن ذرة النيون تحتوي على نفس عدد الإلكترونات الموجود في أيون الصوديوم. ومن الضروري جدًّا أن نفهم أن التوزيعات الإلكترونية يمكن تخصيصها للذرات أو الأيونات. إذا كان لدينا التوزيع الإلكتروني فقط، فلا يمكننا أن نعرف يقينًا إذا ما كنا ننظر إلى أيون صوديوم موجب أم إلى ذرة نيون، أم إلى واحد من المجموعة الكبيرة من الأنيونات والكاتيونات. لمعرفة ما نتحدث عنه، نحن بحاجة إلى أن نعرف إذا ما كنا نتعامل مع ذرة أو أيون ذي شحنة محددة.

دعونا نتدرب على قراءة بعض التوزيعات الإلكترونية. إليك مثالًا: ‪1s2 2s2 2p6 3s2 3p4‬‏. وقيل لنا إنه يمثل ذرة ما. يمكننا حساب عدد الإلكترونات الكلي من خلال جمع الإلكترونات الموجودة في كل غلاف فرعي. ومن ذلك، يمكننا تحديد أن هذه الذرة تحتوي على 16 إلكترونًا في المجمل. فالذرات، كما يوحي التعريف، متعادلة الشحنة، وعدد البروتونات الموجودة بها يساوي عدد الإلكترونات. ومن ثم يجب أن تحتوي هذه الذرة تحديدًا على 16 بروتونًا. ويمكننا تحديد العنصر الذي تنتمي إليه هذه الذرة بالنظر إلى العدد 16 في الجدول الدوري. والعنصر ذو العدد الذري 16 هو الكبريت. إذن فهذا التوزيع يخص ذرة الكبريت.

المثال التالي هو التوزيع ‪1s2 2s2 2p6 3s2 3p6‬‏ لأيون موجب ثنائي. نبدأ بفعل الإجراء نفسه تمامًا؛ بحيث نجمع عدد الإلكترونات في التوزيع الإلكتروني. لكن لتكوين أيون موجب ثنائي من الذرة، يجب أن تفقد الذرة إلكترونين. ومن ثم، لمعرفة عدد الإلكترونات في الذرة، يجب أن نعيد الإلكترونين إليها. وهكذا، ففي الذرة المكافئة، سيكون هناك 20 إلكترونًا و20 بروتونًا، وهو ما يعني أننا نتعامل بالتأكيد مع أيون الكالسيوم. وأيون الكالسيوم الثنائي الموجب هذا له التوزيع الإلكتروني: ‪1s2 2s2 2p6 3s2 3p6‬‏.

عندما نريد التعرف بسرعة على التوزيع الإلكتروني لأحد العناصر في حالته المستقرة، هناك حيلة يمكننا تنفيذها مع الجدول الدوري. فالجدول الدوري مرتب بالأساس بناء على التوزيعات الإلكترونية لذرات العناصر. وإذا نظرنا إلى موقع الإلكترون الأخير في التوزيع الإلكتروني للذرات، فسوف نجد نمطًا مهمًّا. الإلكترون الخارجي لذرة الهيدروجين هو الغلاف الفرعي ‪1s‬‏، وهو نفسه في ذرة الهيليوم. كما أننا نرى نمطًا مشابهًا في ذرتي الليثيوم والبريليوم. ويمكننا توسيع النطاق ليشمل البورون إلى النيون، وما بعد ذلك.

إذا أردنا أن نتذكر بسرعة التوزيع الإلكتروني لذرة النيون، فكل ما نحتاج إليه هو تمثيل جميع الإلكترونات السابقة. فيوجد إلكترونان في الغلاف الفرعي ‪1s‬‏، وإلكترونان في الغلاف الفرعي ‪2s‬‏ وستة إلكترونات في الغلاف الفرعي ‪2p‬‏. وهذه الحيلة مفيدة جدًّا مع عناصر الفئتين ‪s‬‏ أو ‪p‬‏، لكنها ليست على نفس القدر من الفاعلية مع عناصر الفئتين ‪d‬‏ أو ‪f‬‏.

دعونا نختتم الدرس بملخص للنقاط الرئيسية. يعد ترميز التوزيع الإلكتروني طريقة فعالة لتجميع المعلومات الخاصة بحالة الإلكترونات في ذرة ما أو أيون ما. والترميز عبارة عن تسلسل من رموز الغلاف الفرعي بأرقام علوية للإشارة إلى عدد الإلكترونات الموجودة في الغلاف الفرعي. يمكن ترتيب الأغلفة الفرعية حسب الطاقة أو عدد الكم. أيًّا كانت الطريقة التي يرتب بها ترميز الغلاف الفرعي، فإن الأغلفة الفرعية تملأ بترتيب الأقل طاقة أولًا.

يمكننا معرفة الغلاف الفرعي الأقل طاقة من خلال ترتيبه في مخطط أوفباو؛ حيث ترتب الأغلفة الفرعية حسب ‪𝑛‬‏ و‪𝑙‬‏. وهذه الطريقة فعالة جدًّا مع عناصر المجموعة الرئيسية. كما أن قاعدتي هوند تخبراننا بأن الإلكترونات في الغلاف الفرعي نفسه لن تزدوج إلا في حالة عدم وجود مدارات فارغة، وأن الإلكترونات المنفردة داخل الغلاف الفرعي نفسه سيكون لها نفس اتجاه الدوران.

Nagwa uses cookies to ensure you get the best experience on our website. Learn more about our Privacy Policy.