يُعَدّ التوزيع الإلكتروني حجر الأساس لفهم بنية الذرة وخصائص العناصر الكيميائية. يقدّم هذا المنشور شرحًا شاملًا ومترابطًا لجميع الجوانب المرتبطة بالتوزيع الإلكتروني، بدءًا من المستويات الرئيسية للطاقة والمستويات الفرعية، مع شرح القواعد التي تحكم ترتيب الإلكترونات في المدارات.
ستجد هنا توضيحًا دقيقًا للمدارات وأشكالها وسعاتها، مع أمثلة مفصلة لتوزيع الإلكترونات في الذرات المختلفة، بما في ذلك كيفية كتابة التوزيع الإلكتروني بالصيغ التقليدية أو بدلالة الغازات النبيلة (التوزيع الإلكتروني المختصر).
سواءً كنت طالبًا يسعى لفهم الأساسيات خطوة بخطوة، أو باحثًا يبحث عن مرجع متكامل، ستجد في هذا الدليل محتوى مبسّطًا، ومدعومًا بالأمثلة التفصيلية والروابط التي تساعدك على التعمق في كل موضوع بسهولة.
جدول المحتويات
ما هو التوزيع الإلكتروني؟
التوزيع الإلكتروني هو وصف لكيفية ترتيب الإلكترونات في ذرة أو أيون. يحدد هذا الترتيب الخصائص الكيميائية والفيزيائية للمادة. فكل إلكترون في الذرة يشغل مستوى طاقة محدد، ويمتلك مجموعة من الأعداد الكمية التي تحدد حالته. يُعتبر فهم قواعد التوزيع الإلكتروني أساسياً لفهم التفاعلات الكيميائية، وتكوين الروابط، وسلوك المواد المختلفة.
مستويات الطاقة الرئيسية:
توجد الإلكترونات في الذرة في مستويات طاقة رئيسية، تُمثَّل برقم صحيح موجب (n = 1, 2, 3,...). يمثل رقم (n) بعد الإلكترون عن النواة، كلما زاد رقم (n)، زادت طاقة مستوى الطاقة، وبالتالي زاد بعد الإلكترون عن النواة. كل مستوى رئيسي يتسع لعدد محدد من الإلكترونات، يُحسب السعة القصوى من العلاقة 2n2 (لكن هذه العلاقة ليست دقيقة دائمًا للمستويات العليا). تتميز الإلكترونات في المستوى نفسه بنفس مستوى الطاقة تقريبًا، لكنها تختلف في المستويات الفرعية.
في بدايات دراسة الذرة، استخدم العلماء حروفًا لتمثيل مستويات الطاقة الرئيسية، وبدأوا بالحرف K بدلًا من A، لأنهم أرادوا ترك مجال لاكتشاف مستويات أقرب إلى النواة. تلت ذلك الحروف L، M، N، O، P، Q، وكل حرف يعبر عن مستوى طاقة رئيسي أبعد من سابقه. لاحقًا، أصبحت هذه المستويات تُعبَّر عنها أيضًا بالأرقام n = 1، 2، 3...، حيث n يمثل بُعد المستوى عن النواة وطاقته، ويُعتبر K هو المستوى n = 1، أي أقرب مستوى للنواة والأقل طاقة.
كما أشرنا سلفا، أن كل "مدار" أو "مستوى طاقة" يتسع لعدد معين من الإلكترونات. وكما نرى من الشكل أعلاه، أن لكل مستوى رقم ورمز؛ فهذه الأرقام تزداد تصاعديا من المستوى K إلى Q. يتبع هذه الزيادة زيادة في قدرة المدار على احتواء الإلكترونات.
حيث أن المدار L قادر على احتواء عدد أكبر من الإلكترونات مقارنة بالمدار K، وهكذا إلى المدار Q. هذا الترتيب التصاعدي ليس عشوائيا، وإنما يتم وفق السعة القصوى لكل مستوى.
التوزيع الإلكتروني في المستويات الرئيسية
لكي نقوم بتوزيع الإلكترونات نستخدم العدد الذري والذي يمثل عدد البروتونات للذرة ويمكن توضيحه كما يلي:
- في الذرات (المحايدة): العدد الذري يساوي عدد الإلكترونات، لذلك سنقوم بتوزيعه على المستويات حسب سعاتها القصوى بالإضافة إلى الضوابط الخاصة بالمستوى الأخير للذرة.
- في الأيونات (المشحونة): فإننا نحسب عدد الإلكترونات كالتالي:
- في الأيونات الموجبة: تنتج الأيونات الموجبة عندما تفقد الذرة إلكترونا أو أكثر. وبالتالي فإن عدد إلكترونات الأيون تساوي العدد الذري للذرة الأم ناقصا عدد الإلكترونات التي فقدتها لتصبح أيونا؛ والذي يكتب غالباً أعلى رمز الأيون مع علامة موجب (+) مثل \(\ce{Na^{+1}}\)، \(\ce{Ca^{+2}}\).
- أما في الأيونات السالبة: ولأنها تنتج عند اكتساب الذرة إلكترونا أو أكثر، فإن عدد إلكترونات الأيون تساوي العدد الذري للذرة الأم زائدا عدد الإلكترونات المكتسبة. والتي تكتب أعلى الأيون مع علامة سالب (-). كما في \(\ce{Cl^{-1}}\)، \(\ce{O^{-2}}\).
حساب السعة القصوى للمستويات الرئيسية
يمكن حساب أقصى عدد من الإلكترونات التي يمكن أن يحتويها المستوى الرئيسي باستخدام العلاقة: $2n^2$، حيث $n$ هو عدد الكم الرئيسي الذي يعبّر عن رقم المدار.
فعلى سبيل المثال:
- في المستوى الأول، حيث $n = 1$، يكون عدد الإلكترونات: $$2 \times (1)^2 = 2$$
- وفي المستوى الثاني، حيث $n = 2$، يكون عدد الإلكترونات: $$2 \times (2)^2 = 8$$
والشكل التالي يوضح السعات "النظرية" القصوى لمستويات الطاقة الرئيسية:
يعرض الجدول التالي مستويات الطاقة الرئيسية في الذرة، موضحًا رقم كل مستوى ($n$)، رمزه التقليدي، والسعة القصوى.
| الاسم | قيمة n | الرمز | السعة النظرية |
|---|---|---|---|
| المستوى الأول | 1 | K | 2 |
| المستوى الثاني | 2 | L | 8 |
| المستوى الثالث | 3 | M | 18 |
| المستوى الرابع | 4 | N | 32 |
| المستوى الخامس | 5 | O | 50 |
| المستوى السادس | 6 | P | 72 |
| المستوى السابع | 7 | Q | 98 |
رغم أن العلاقة $2n^2$ تُستخدم لحساب السعة الإلكترونية القصوى نظريًا، إلا أنها لا تنطبق بدقة على المستويات الأعلى من المستوى الرابع ($N$)، مثل $O$, $P$, و$Q$. فالقيم المحسوبة لهذه المستويات هي قيم نظرية فقط، ولا تعكس دائمًا الواقع الفيزيائي للذرة.
كما أن المستويات العليا من $L$ (مثل $M$, $N$، وما بعدها) لا تُملأ بمعزل عن المستويات السابقة لها. فعند الانتقال إلى مستوى جديد أعلى، غالبًا ما لا تكفي الإلكترونات المتبقية لملئه بالكامل، لذا تُستكمل الإلكترونات في المستوى الذي يسبقه، ثم الذي قبله، وهكذا. وبهذا تُعدّ المستويات الأدنى جزءًا ضمنيًا من تركيب المستوى الأعلى، ويشغلها الإلكترون جزئيًا أو كليًا قبل أن ينتقل إلى المستوى الجديد.
في الواقع، لا يُلاحظ وجود أكثر من 32 إلكترونًا في أي مستوى طاقة، وذلك بسبب القيود التي يفرضها الاستقرار الإلكتروني. ولهذا، يعمد بعض المعلمين إلى استخدام القيم 8، 18، 32 للمستويات $O$, $P$, و$Q$ لأغراض التعليم والتبسيط.
وبناءً على هذه الاعتبارات، يمكن إعادة تمثيل البيانات السابقة في شكل توضيحي بديل أكثر واقعية كما في الشكل التالي:
وعند التعمق في التوزيع الإلكتروني، نكتشف أن ملء الإلكترونات لا يتبع فقط سعة المستوى الرئيسي، بل يعتمد أيضًا على ترتيب طاقات المستويات الفرعية، وهو ما سنتعرف عليه لاحقًا ضمن قاعدة تُعرف بمبدأ البناء التصاعدي.
ضوابط توزيع الإلكترونات في المستوى الأخير
بعد أن تعرفنا على ترتيب مستويات الطاقة الرئيسية وسعتها القصوى من الإلكترونات، ننتقل الآن إلى نقطة مهمة تساعدنا على إكمال التوزيع الإلكتروني بشكل صحيح، وهي: كيفية التعامل مع المستوى الأخير في الذرة.
المقصود بالمستوى الأخير هو آخر مستوى طاقة رئيسي يحتوي على إلكترونات في الذرة، وهو الذي تُوزع فيه الإلكترونات المتبقية بعد ملء المستويات الأدنى. للتعامل مع هذا المستوى، نراعي الضوابط التالية:
- لا يتجاوز عدد الإلكترونات فيه 8 إلكترونات — وهذا ما يُعرف بقاعدة الثمانيات، وهي قاعدة تقريبية تنطبق في الغالب على عناصر الفئة الرئيسية.
- إذا كان عدد الإلكترونات فيه أقل من أو يساوي 8، نكتبها كما هي (حتى لو كانت إلكترونًا واحدًا فقط).
- أما إذا تجاوز العدد 8، فنعود إلى قاعدة "ملء الإلكترونات المتبقية" لمواصلة التوزيع في مستويات الطاقة الأعلى المتاحة.
أمثلة على التوزيع في المستويات الرئيسية
ذرة الأكسجين تحتوي على ثمانية إلكترونات، ويكون توزيعها الإلكتروني في مستويات الطاقة الرئيسية كما هو موضح في الشكل التالي:
أما ذرة الصوديوم، التي تمتلك العدد الذري 11، فيكون توزيعها الإلكتروني كما يلي:
لا توجد أي إشكالية في التوزيع السابق، مع ملاحظة أن المستوى الأخير غير مكتمل، وهذا أمر طبيعي. إذ تنص القاعدة على أننا نضع ما لدينا من إلكترونات مباشرةً إذا كان عددها لا يتجاوز 8.
دعونا نأخذ الزينون (Xe) كمثال أخير، وعدده الذري 54، كما في الشكل أدناه:
نلاحظ من الشكل أن توزيع الإلكترونات تم وفقًا للسعة القصوى لكل مستوى. فعند ملء المستوى M، تبقى لدينا 24 إلكترونًا، وهي لا تكفي لملء المستوى N بالكامل (سعته 32 إلكترونًا)، لذا تم إعادة ملء المستوى M بأقصى طاقته (18 إلكترونًا)، لأنه يعتبر جزءًا ضمنيًا من N كما وضحنا في نموذج التوزيع الواقعي. ثم وضع ما تبقى في المستوى الأخير، وهو المستوى O الذي ينتهي ب 8 إلكترونات.
العناصر التي ينتهي توزيعها الإلكتروني بثمانية إلكترونات في المستوى الأخير إلى جانب الهيليوم تُعرف بالغازات النبيلة، وتتميز هذه العناصر باستقرارها الكيميائي وانخفاض نشاطها التفاعلي.
قاعدة الثمانيات والاستقرار الإلكتروني
تميل الذرات في الطبيعة للوصول إلى حالة من الاستقرار تُشبه في تركيبها الإلكتروني الغازات النبيلة، عبر امتلاء غلافها الخارجي بـ8 إلكترونات. هذا المفهوم يعرف بقاعدة الثمانيات.
تُحقق الذرات هذه القاعدة بطرق مختلفة:
- فقدان الإلكترونات: لتكوين كاتيونات، كما في الفلزات.
- اكتساب الإلكترونات: لتكوين أنيونات، كما في اللافلزات.
- مشاركة الإلكترونات: عبر الروابط التساهمية، كما في الماء (H₂O).
هناك استثناءات عديدة لقاعدة الثمانية، من أبرزها ما يلي:
-
الاستقرار بأقل من ثمانية إلكترونات
مثال: الهيدروجين (H) يكتفي بإلكترونين، والهيليوم (He) بإلكترونين، والليثيوم (Li) بثلاثة إلكترونات حوله، وكذلك بعض المركبات مثل ثلاثي كلوريد البورون (BCl₃) الذي يحتوي على 6 إلكترونات فقط حول البورون. -
التوسع الثماني (مدارات d)
مثال: سداسي فلوريد الكبريت (SF₆) يحتوي على 12 إلكترونًا حول الكبريت. -
الجزيئات ذات العدد الفردي من الإلكترونات
وتُعرف أيضًا بالجذور الحرة.
مثال: أكسيد النيتريك (NO) يحتوي على 11 إلكترونًا في الغلاف الخارجي. -
الفلزات الانتقالية
لا تنطبق عليها قاعدة الثمانية تقليديًا، إذ تشارك مدارات d في تكوين روابط معقدة وتنسيقية، وتُفسر استقرارية كثير من مركباتها وفق ما يُعرف بقاعدة 18 إلكترون.[1].
المستويات الفرعية والطبيعة المميزة لمداراتها
يمتلك كل مستوى طاقة رئيسي (\(n\)) مستويات فرعية (تأخذ الرموز: \(s\)، \(p\)، \(d\)، \(f\) ... إلخ) تساوي قيمة رقمه. وتُحدد هذه المستويات الفرعية بواسطة العدد الكمي الثانوي (\(\ell\))، الذي يأخذ قيماً صحيحة من \(0\) إلى \((n - 1)\).
كل مستوى فرعي يحتوي على مجموعة من المدارات (orbitals)، ويستوعب كل مدار إلكترونين كحد أقصى، وتختلف أشكال هذه المدارات وعددها باختلاف قيمة \(\ell\)، مما ينعكس على توزيع الإلكترونات في الذرة وسلوكها الكيميائي.
أنواع وأشكال المدارات في المستويات الفرعية
- \(\ell = 0\): مدارات \(s\) (شارب): شكلها كروي، وتتركز إلكتروناتها بالقرب من النواة.
- \(\ell = 1\): مدارات \(p\) (برينسيبال): على شكل دمبل (ثنائي الفص)، وتوجد منها ثلاثة مدارات متعامدة: \(p_x\)، \(p_y\)، \(p_z\).
- \(\ell = 2\): مدارات \(d\) (ديفوز): أكثر تعقيدًا من حيث الشكل، وتضم خمسة مدارات.
- \(\ell = 3\): مدارات \(f\) (فوندامنتال): هي الأكثر تعقيدًا، وتضم سبعة مدارات مختلفة في الاتجاه والشكل.
تُرتب هذه المدارات حسب طاقتها، حيث تكون مدارات s أقل طاقة ثم p ثم d ثم f.
تأثير شكل المدار على الخواص الكيميائية
يُحدد شكل المدار وخصائصه العدد الكمي الثانوي (l). كل نوع من أنواع المدارات له شكل هندسي مميز وكثافة احتمالية إلكترونية خاصة به. تُمثّل كثافة الاحتمالية مناطق في الفراغ حيث يكون من المرجح وجود الإلكترون. تتميز مدارات s بكثافة احتمالية عالية بالقرب من النواة، بينما تمتد مدارات p و d و f إلى مسافات أبعد من النواة. يؤثر شكل المدار على تفاعلاته الكيميائية.
سعة كل مستوى فرعي من الإلكترونات
يمكن لكل مدار استيعاب إلكترونين كحد أقصى، وفقًا لمبدأ باولي للاستبعاد. يُحدِّد العدد الكمي المغناطيسي (ml) عدد المدارات لكل مستوى فرعي للطاقة. وبالتالي:
| المستوى الفرعي | عدد المدارات (وفقًا لـ ml) | السعة القصوى (إلكترونات) | قيم ml |
|---|---|---|---|
| s | 1 | 2 | 0 |
| p | 3 | 6 | -1, 0, +1 |
| d | 5 | 10 | -2, -1, 0, +1, +2 |
| f | 7 | 14 | -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 |
ويمكن حساب السعة القصوى لمستوى فرعي معين من الالكترونات بسهولة، وذلك من خلال العلاقة التالية:
السعة القصوى للمستوى = 2 × عدد مدارات المستوى.
العدد 2، هو عدد الالكترونات التي يمكن أن يستوعبها كل مدار ممتلئ.
قواعد ومبادئ التوزيع الإلكتروني:
بالإضافة إلى قاعدة أقصى عدد الإلكترونات وقاعدة الثمانية التي ذكرناها والتي تشرح توزيع الإلكترونات في المستويات الرئيسية، هناك بعض القواعد التي يجب اتباعها، والتي تشرح التوزيع الصحيح للإلكترونات وفق الأعداد الكمية الأربعة. وهي:
مبدأ باولي للاستبعاد
ينص مبدأ باولي للاستبعاد على أنه لا يمكن لاثنين من الفرميونات (الإلكترونات في هذه الحالة) في نفس الذرة أن يشغلا نفس الحالة الكمية. بمعنى آخر، لا يمكن أن يكون لجميع الأعداد الكمية الأربعة (العدد الكمي الرئيسي n، والعدد الكمي الثانوي l، والعدد الكمي المغناطيسي ml، والعدد الكمي المغزلي ms) نفس القيمة لجميع الإلكترونات في الذرة. هذا يعني أنه في كل مدار (يحدده n، l، و ml)، يمكن أن يوجد إلكترونان فقط، أحدهما له عدد كم مغزلي +1/2 والآخر له عدد كم مغزلي -1/2. هذا المبدأ أساسي في تحديد التوزيع الإلكتروني للذرات.
مبدأ أوفباو (ملء المدارات)
مبدأ أوفباو، أو مبدأ البناء التصاعدي، هو قاعدة تُستخدم لتحديد ترتيب ملء المدارات الذرية بالإلكترونات. يُنص المبدأ على أنه يتم ملء المدارات ذات الطاقة المنخفضة أولاً قبل المدارات ذات الطاقة الأعلى. يتم ترتيب المدارات حسب زيادة طاقتها، حيث تُملأ المدارات ذات الطاقة الأقل قبل المدارات ذات الطاقة الأعلى.
يعتمد ترتيب طاقة المدارات على قيم n و l. تُظهر قواعد أوفباو التسلسل التالي لملء المدارات: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p...إلخ. ولكن يجب ملاحظة أن هذا الترتيب ليس دقيقًا تمامًا في جميع الحالات، ويجب مراعاة بعض الاستثناءات.
أمثلة تطبيقية على مبدأ البناء التصاعدي
بناء على الترتيب الطاقوي التصاعدي أعلاه سيكون التوزيع الإلكتروني ل:
اليثيوم Li
- العدد الذري = 3
- التوزيع الإلكتروني: $$1s^2 2s^1$$
الصوديوم Na:
- العدد الذري = 11.
- التوزيع الإلكتروني: $$1s^2 2s^2 2p^6 3s^1$$
الأرجون Ar:
- العدد الذري: 18.
- التوزيع الإلكتروني: $$1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6$$
بعض العناصر مثل الكروم (Cr) والنحاس (Cu) تتبع توزيعًا إلكترونيًا غير متوقع لتحقيق استقرار المدارات d:
- الكروم: [Ar] 4s¹ 3d⁵ (بدلًا من 4s² 3d⁴)
- النحاس: [Ar] 4s¹ 3d¹⁰ (بدلًا من 4s² 3d⁹)
قاعدة هوند للعزوم المغزلية
قاعدة هوند للعزوم المغزلية تنص على أنه عند ملء مدارات متساوية في الطاقة (مثل مدارات p الثلاثة أو مدارات d الخمسة)، يتم وضع الإلكترونات أولاً في مدارات منفردة ذات عزوم مغزلية متوازية (ms = +1/2) قبل أن يتم إقران الإلكترونات في نفس المدار. هذا يعني أن كل مدار في مستوى فرعي معين سيتم شغله أولاً بإلكترون واحد قبل أن يتم إضافة إلكترون ثاني له مغزلي معاكس. هذه القاعدة تقلل من طاقة التنافر بين الإلكترونات، وتؤدي إلى حالة أكثر استقرارًا للذرة.
أمثلة على تطبيق قاعدة هوند
إليك أمثلة أخرى توضح تطبيق قاعدة هوند، مع توضيح توزيع الإلكترونات في حالات مختلفة:
المثال 1: ذرة النيتروجين (N)
تمتلك هذه الذرة 7 إلكترونات، وفي هذه الحالة، تحتوي مدارات 2p على 3 إلكترونات، وكل مدار يحتوي على إلكترون واحد دون ازدواج.
ولا يجوز ازدواج الإلكترونات في مدارات 2p أعلاه كما في الصورة أدناه لأن ذلك يخالف قاعدة هوند.
المثال 2: ذرة الأكسجين (O)
تحتوي مدارات 2p لذرة الأكسجين على 4 إلكترونات، حيث يتم ازدواج إلكترون واحد في أحد المدارات بعد أن تكون المدارات الثلاثة مشغولة بإلكترون واحد.
في الصورة أعلاه تظهر الإلكترونات المزدوجة في اتجاهات متعاكسة، وهذا يوافق مبدأ باولي للاستبعاد. حيث لا يمكن أن تكون للإلكترونات نفس القيمة الكمية. أي لا يجوز ازدواجها كما في الشكل التالي:
المثال 3: ذرة الفلور (F)
في هذه الحالة، تحتوي مدارات 2p على 5 إلكترونات، بحيث يحتوي مداران على زوج من الإلكترونات بينما يحتوي المدار الثالث على إلكترون واحد فقط.
المثال 4: النيون (Ne)، العدد الذري 10 (عشرة إلكترونات)
التوزيع الإلكتروني: 1s² 2s² 2p⁶
هذا يمثل غلافًا إلكترونيًا خارجيًا مكتملًا (ازدواج كل المدارات)، مما يجعل النيون غازًا نبيلًا غير تفاعلي كيميائيًا.
ماذا يعني ازدواج كل المدارات؟ا.
ازدواج كل المدارات يعني أن كل مدار (أو صندوق) يحتوي على إلكترونين، أحدهما يدور حول نفسه في اتجاه معين (spin up ↑)، والآخر يدور حول نفسه في الاتجاه المعاكس (spin down ↓).
الشرح بالتفصيل:
- المدارات والطاقة: كل إلكترون يشغل مدارًا (مجالًا فيزيائيًا) حول النواة. المدارات ذات الطاقة المتساوية (مثل مدارات 2p) تُملأ أولاً بإلكترون واحد لكل مدار قبل أن يبدأ الازدواج.
- الازدواج: عندما يحتوي المدار على إلكترون واحد، نقول إنه غير مزدوج. إذا أُضيف إلكترون ثانٍ إلى نفس المدار، يصبح المدار مزدوجًا.
- أهمية الازدواج: يساهم ازدواج الإلكترونات في استقرار الذرة، حيث يُقلل التنافر بين الإلكترونات بفضل دورانها المعاكس.
هل ازدواج كل المدارات له علاقة بالغازات النبيلة؟
نعم، ازدواج كل المدارات له علاقة مباشرة بالغازات النبيلة، حيث إن الغازات النبيلة (مثل الهيليوم، النيون، الأرجون، إلخ) تُظهر استقرارًا عاليًا لأن جميع مداراتها مكتملة ومزدوجة الإلكترونات. ويمكن توضيح هذه العلاقة كما يلي:
- اكتمال الأغلفة الإلكترونية: الغازات النبيلة تمتلك التوزيع الإلكتروني الأكثر استقرارًا بسبب اكتمال جميع المدارات في أغلفتها الخارجية.
- ازدواج الإلكترونات: كل مدار في الغازات النبيلة يحتوي على إلكترونين (↑↓)، مما يحقق الاستقرار بسبب التنافر المتوازن بين الإلكترونات.
- الخمول الكيميائي: نتيجة لعدم وجود مدارات فارغة أو إلكترونات غير مزدوجة، لا تكون الغازات النبيلة بحاجة إلى تكوين روابط كيميائية أو الدخول في تفاعلات.
الغازات النبيلة مستقرة لأنها تحتوي على مدارات مكتملة ومزدوجة، مما يجعلها خاملة كيميائيًا وغير متفاعلة مع العناصر الأخرى في الظروف العادية.
لمعرفة المزيد، يمكنك قراءة موضوعنا المفصّل عن خصائص واستقرار الغازات النبيلة.
التوزيع الإلكتروني بدلالة الغازات النبيلة
التوزيع الإلكتروني بدلالة الغازات النبيلة أو مايسمى "التوزيع الإلكتروني المختصر" هو اختصار يُستخدم لتبسيط كتابة التوزيع الإلكتروني للعناصر. في هذا الأسلوب، يُشار إلى التوزيع الإلكتروني لأقرب غاز نبيل سابق في الجدول الدوري باستخدام رمزه الكيميائي بين أقواس مربعة [ ]، ثم يُكمل التوزيع الإلكتروني لبقية الإلكترونات خارج الغاز النبيل.
| الميزة | الأكسجين (O) | الصوديوم (Na) | الكوبالت (Co) |
|---|---|---|---|
| العدد الذري | 8 | 11 | 27 |
| التوزيع الكامل | \[\text{1s² 2s² 2p⁴}\] | \[\text{1s² 2s² 2p⁶ 3s¹}\] | \[\text{1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁷ 4s²}\] |
| أقرب غاز نبيل | الهيليوم (He) | النيون (Ne) | الأرجون (Ar) |
| العدد الذري للغاز النبيل | 2 | 10 | 18 |
| التوزيع المختصر | \[\text{[He] 2s² 2p⁴}\] | \[\text{[Ne] 3s¹}\] | \[\text{[Ar] 4s² 3d⁷}\] |
مميزات التوزيع الإلكتروني المختصر:
- الاختصار والتبسيط: يقلل من كتابة التوزيع الطويل، خاصة للعناصر ذات الأعداد الذرية الكبيرة.
- سهولة تحديد الإلكترونات الخارجية: يبرز إلكترونات التكافؤ المسؤولة عن التفاعلات الكيميائية.
العلاقة بين التوزيع الإلكتروني والجدول الدوري
العلاقة بين التوزيع الإلكتروني والجدول الدوري وثيقة جدًا، حيث يعكس التوزيع الإلكتروني ترتيب الإلكترونات حول النواة في مستويات الطاقة الفرعية، بينما يحدد الجدول الدوري مواقع العناصر بناءً على أعدادها الذرية وتوزيعها الإلكتروني.
1. الدورات (الصفوف الأفقية):
- تشير إلى عدد مستويات الطاقة الرئيسة (n) المشغولة بالإلكترونات.
- مثال: العناصر في الدورة الأولى (الهيدروجين والهيليوم) لها إلكترونات في مستوى الطاقة الأول فقط.
2. المجموعات (الأعمدة الرأسية):
- تحدد العناصر التي لها نفس عدد الإلكترونات في الغلاف الخارجي (إلكترونات التكافؤ)، مما يعطيها خواص كيميائية متشابهة.
- مثال: عناصر المجموعة الأولى (الفلزات القلوية) تحتوي على إلكترون تكافؤ واحد، مما يجعلها شديدة النشاط.
3. الكتل في الجدول الدوري:
- العناصر تُقسم إلى كتل (s, p, d, f) بناءً على نوع المستوى الفرعي الذي تُضاف إليه الإلكترونات.
- الكتلة s: تضم العناصر التي تنتهي توزيعاتها في المستوى الفرعي s (مثل الهيدروجين والصوديوم).
يُمكن كتابة التوزيع الإلكتروني لعناصر الفئة s بشكل مختصر باستخدام الغازات النبيلة. يتم ذلك بتمثيل الإلكترونات في المستويات الداخلية بتمثيل الغاز النبيل الذي يسبق العنصر مباشرةً في الجدول الدوري، ومن ثم إضافة إلكترونات الغلاف الخارجي (مستويات الطاقة الفرعية s).
التوزيع الإلكتروني المختصر لعناصر الكتلة s العنصر التوزيع الإلكتروني المختصر هيدروجين (H) 1s¹ هيليوم (He) 1s² ليثيوم (Li) [He] 2s¹ بيريليوم (Be) [He] 2s² صوديوم (Na) [Ne] 3s¹ مغنيسيوم (Mg) [Ne] 3s² بوتاسيوم (K) [Ar] 4s¹ كالسيوم (Ca) [Ar] 4s² روبيديوم (Rb) [Kr] 5s¹ سترونشيوم (Sr) [Kr] 5s² سيزيوم (Cs) [Xe] 6s¹ باريوم (Ba) [Xe] 6s² فرانسيوم (Fr) [Rn] 7s¹ راديوم (Ra) [Rn] 7s² - الكتلة p: تضم العناصر التي تنتهي توزيعاتها في المستوى الفرعي p (مثل الأكسجين والكلور).
تحتوي عناصر الفئة p على إلكترونات في المستويات الفرعية p. يمكن تبسيط التوزيع الإلكتروني لهذه العناصر بتمثيل الغازات النبيلة للإشارة إلى التوزيع الداخلي، ومن ثم إضافة إلكترونات الغلاف الخارجي في المستوى الفرعي p.
التوزيع الإلكتروني المختصر لعناصر الفئة p العنصر التوزيع الإلكتروني المختصر بورون (B) [He] 2s² 2p¹ كربون (C) [He] 2s² 2p² نيتروجين (N) [He] 2s² 2p³ أكسجين (O) [He] 2s² 2p⁴ فلور (F) [He] 2s² 2p⁵ نيون (Ne) [He] 2s² 2p⁶ ألومنيوم (Al) [Ne] 3s² 3p¹ سيليكون (Si) [Ne] 3s² 3p² فوسفور (P) [Ne] 3s² 3p³ كبريت (S) [Ne] 3s² 3p⁴ كلور (Cl) [Ne] 3s² 3p⁵ أرجون (Ar) [Ne] 3s² 3p⁶ جاليوم (Ga) [Ar] 4s² 4p¹ جرمانيوم (Ge) [Ar] 4s² 4p² زرنيخ (As) [Ar] 4s² 4p³ سيلينيوم (Se) [Ar] 4s² 4p⁴ بروم (Br) [Ar] 4s² 4p⁵ كريبتون (Kr) [Ar] 4s² 4p⁶ - الكتلة d: تحتوي على العناصر الانتقالية، حيث تُملأ مستويات d الفرعية.
تحتوي عناصر الفئة d على إلكترونات في المستويات الفرعية d. يتم تبسيط التوزيع الإلكتروني باستخدام الغازات النبيلة للإشارة إلى التوزيع الداخلي، مع إضافة إلكترونات المستويات الفرعية s وd حسب ترتيبها.
التوزيع الإلكتروني المختصر لعناصر الفئة d العنصر التوزيع الإلكتروني المختصر سكانديوم (Sc) [Ar] 4s² 3d¹ تيتانيوم (Ti) [Ar] 4s² 3d² فاناديوم (V) [Ar] 4s² 3d³ كروم (Cr) [Ar] 4s¹ 3d⁵ منغنيز (Mn) [Ar] 4s² 3d⁵ حديد (Fe) [Ar] 4s² 3d⁶ كوبالت (Co) [Ar] 4s² 3d⁷ نيكل (Ni) [Ar] 4s² 3d⁸ نحاس (Cu) [Ar] 4s¹ 3d¹⁰ زنك (Zn) [Ar] 4s² 3d¹⁰ إتريوم (Y) [Kr] 5s² 4d¹ زركونيوم (Zr) [Kr] 5s² 4d² نيوبيوم (Nb) [Kr] 5s¹ 4d⁴ موليبدينوم (Mo) [Kr] 5s¹ 4d⁵ تكنيشيوم (Tc) [Kr] 5s² 4d⁵ روثينيوم (Ru) [Kr] 5s¹ 4d⁷ روديوم (Rh) [Kr] 5s¹ 4d⁸ بالاديوم (Pd) [Kr] 4d¹⁰ فضة (Ag) [Kr] 5s¹ 4d¹⁰ كادميوم (Cd) [Kr] 5s² 4d¹⁰ - الكتلة f: تضم العناصر الأرضية النادرة والأكتينيدات، حيث تُملأ مستويات f الفرعية.
تحتوي عناصر الفئة f على إلكترونات في المستويات الفرعية f. يتم تبسيط التوزيع الإلكتروني باستخدام الغازات النبيلة للإشارة إلى التوزيع الداخلي، مع إضافة إلكترونات المستويات الفرعية s وd وf حسب ترتيبها.
التوزيع الإلكتروني المختصر لعناصر الفئة f العنصر التوزيع الإلكتروني المختصر سيريوم (Ce) [Xe] 6s² 4f¹ 5d¹ بروتكتينيوم (Pr) [Xe] 6s² 4f³ نيوديميوم (Nd) [Xe] 6s² 4f⁴ بروميثيوم (Pm) [Xe] 6s² 4f⁵ ساماريوم (Sm) [Xe] 6s² 4f⁶ يوروبيوم (Eu) [Xe] 6s² 4f⁷ غادولينيوم (Gd) [Xe] 6s² 4f⁷ 5d¹ تيربيوم (Tb) [Xe] 6s² 4f⁹ ديسبروسيوم (Dy) [Xe] 6s² 4f¹⁰ هولميوم (Ho) [Xe] 6s² 4f¹¹ إربيوم (Er) [Xe] 6s² 4f¹² ثوليوم (Tm) [Xe] 6s² 4f¹³ إيتيربيوم (Yb) [Xe] 6s² 4f¹⁴ لوتيتيوم (Lu) [Xe] 6s² 4f¹⁴ 5d¹ أكتينيوم (Ac) [Rn] 7s² 6d¹ ثوريوم (Th) [Rn] 7s² 6d² بروتكتينيوم (Pa) [Rn] 7s² 5f² 6d¹ يورانيوم (U) [Rn] 7s² 5f³ 6d¹ نبتونيوم (Np) [Rn] 7s² 5f⁴ 6d¹ بلوتونيوم (Pu) [Rn] 7s² 5f⁶ أميريشيوم (Am) [Rn] 7s² 5f⁷ كوريوم (Cm) [Rn] 7s² 5f⁷ 6d¹ بركيليوم (Bk) [Rn] 7s² 5f⁹ كاليفورنيوم (Cf) [Rn] 7s² 5f¹⁰ آينشتينيوم (Es) [Rn] 7s² 5f¹¹ فيرميوم (Fm) [Rn] 7s² 5f¹² مندليفيوم (Md) [Rn] 7s² 5f¹³ نوبليوم (No) [Rn] 7s² 5f¹⁴ لورنسيوم (Lr) [Rn] 7s² 5f¹⁴ 6d¹ لماذا لا تظهر عنصري السكانديوم واللانثانيوم أثناء التوزيع الإلكتروني للفئة f؟
هذا التساؤل مشروع وتشير إلى تعقيد تصنيف عناصر الفئة f وترتيبها! دعنا نوضح الفكرة بشكل شامل:
- السكانديوم (Sc) واللانثانيوم (La) هما بالفعل جزء من المجموعة d (الفئة d) لأن إلكتروناتهما الخارجية تنتهي في المستوى الفرعي d.
- السكانديوم: التوزيع الإلكتروني له [Ar] 4s² 3d¹.
- اللانثانيوم: التوزيع الإلكتروني له [Xe] 6s² 5d¹.
- اللانثنيدات (Cerium إلى Lutetium) تبدأ فعليًا من السيريوم (Ce)، حيث تبدأ الإلكترونات في الدخول إلى المستوى الفرعي 4f. ولهذا السبب تعتبر اللانثنيدات جزءًا من الفئة f.
- اللانثانيوم (La) يصنَّف في بعض الأحيان ضمن اللانثنيدات لأسباب تاريخية أو لسهولة الجدولة، لكنه إلكترونيًا ينتمي إلى الفئة d بسبب عدم بدء امتلاء 4f.
- بناءً على ذلك:
- عناصر الفئة f (اللانثنيدات) تبدأ فعليًا من السيريوم (Ce)، حيث يبدأ ملء 4f.
- اللانثانيوم (La) هو جزء من سلسلة اللانثنيدات تاريخيًا ولكنه كيميائيًا يتبع الفئة d.
لذلك في التوزيع الإلكتروني، التمييز بين الفئات يعتمد على مستوى الامتلاء الفعلي للمستويات الفرعية، وليس التصنيف الجدولي فقط.
- السكانديوم (Sc) واللانثانيوم (La) هما بالفعل جزء من المجموعة d (الفئة d) لأن إلكتروناتهما الخارجية تنتهي في المستوى الفرعي d.
4. العدد الذري والتوزيع الإلكتروني
- العدد الذري يحدد عدد الإلكترونات، وبالتالي يُملي التوزيع الإلكتروني.
- مثال: العدد الذري للكربون يساوي 6، ويكون توزيعه الإلكتروني
1s2 2s2 2p2، مما يضعه في الدورة الثانية والمجموعة 14.
إجمالًا، الجدول الدوري يُبنى على أساس التوزيع الإلكتروني، حيث يُظهر نمطًا دوريًا في الخواص الكيميائية والفيزيائية للعناصر بناءً على توزيعها الإلكتروني.
استخدام التوزيع الإلكتروني في الكيمياء
التوزيع الإلكتروني هو حجر الزاوية في فهم العديد من المفاهيم الكيميائية الأساسية. فهو يُستخدم لشرح:
- التكافؤ الكيميائي: يحدد عدد إلكترونات التكافؤ عدد الروابط التي يمكن للعنصر أن يشكلها.
- الخواص الدورية للعناصر: التكرار الدوري لخصائص العناصر في الجدول الدوري مرتبط بشكل مباشر بتكرار أنماط التوزيع الإلكتروني.
- تكوين الروابط الكيميائية: يفسر التوزيع الإلكتروني كيفية تشكل الروابط الأيونية والتساهمية والفلزية.
- السلوك الكيميائي للجزيئات: يساعد في التنبؤ بكيفية تفاعل الجزيئات مع بعضها البعض.
- الكيمياء العضوية: يُستخدم لفهم تفاعلات المركبات العضوية المعقدة.
التأثير النسبي في العناصر الثقيلة
في العناصر ذات العدد الذري الكبير (مثل الذهب):
- إلكترونات المدارات الداخلية تتحرك بسرعة قريبة من سرعة الضوء.
- هذا يسبب انكماشًا في مدارات s وزيادة استقرارها.
- النتيجة: لون الذهب الذهبي المختلف عن الفضة.
الخلاصة
التوزيع الإلكتروني هو ترتيب الإلكترونات في ذرة أو أيون، ويحدد الخصائص الكيميائية والفيزيائية للمادة. توجد الإلكترونات في مستويات طاقة رئيسية (K, L, M, ...) تُرمز بأرقام صحيحة (n)، حيث يزداد بعدها عن النواة وطاقتها مع زيادة n. تحسب السعة القصوى للإلكترونات في كل مستوى بالعلاقة \(2n^2\)، لكنها تطبق عملياً حتى المستوى الرابع (N)، بينما تُبسط للمستويات الأعلى. تُملأ الإلكترونات المستويات الأدنى أولاً (قاعدة أوفباو)، مع مراعاة قاعدة الثمانية التي تنص على استقرار الذرة عند وجود 8 إلكترونات في الغلاف الخارجي، كما في الغازات النبيلة.
يُوصف كل إلكترون بأربعة أعداد كميّة: الرئيسي (n) الذي يحدد مستوى الطاقة، والثانوي (l) للمدارات الفرعية (s, p, d, f)، والمغناطيسي (ml) لاتجاه المدار، والمغزلي (ms) لدوران الإلكترون. تُملأ المدارات الفرعية وفق طاقتها المتزايدة (1s → 2s → 2p → ...)، مع اتباع قاعدة هوند لشغل الإلكترونات المنفردة في مدارات متساوية الطاقة قبل الازدواج، ومبدأ باولي الذي يمنع اشتراك إلكترونين في نفس الحالة الكميّة. يرتبط التوزيع الإلكتروني بالجدول الدوري، حيث تُصنف العناصر في كتل (s, p, d, f) بناءً على إلكترونات التكافؤ، مما يفسر التكرار الدوري للخصائص.
يسهل التوزيع الإلكتروني فهم التفاعلات الكيميائية، مثل تكوين الأيونات عبر فقدان أو اكتساب الإلكترونات (الروابط الأيونية)، أو مشاركتها (الروابط التساهمية). كما يشرح استقرار المركبات وسلوك المواد، كالخمول الكيميائي للغازات النبيلة بسبب اكتمال أغلفتها. يُستخدم تمثيل التوزيع بدلالة أقرب غاز نبيل لتبسيط الكتابة، خاصة للعناصر الثقيلة. بذلك، يُعتبر التوزيع الإلكتروني أساساً لفهم البنية الذرية وتفاعلياتها، مما يربط بين النظرية الكميّة والتطبيقات العملية في الكيمياء.
المصادر
- Averill, B. A., & Eldredge, P. (2011). General Chemistry: Principles, Patterns, and Applications. LibreTexts. Retrieved from https://chem.libretexts.org/Bookshelves/General_Chemistry/Book%3A_General_Chemistry%3A_Principles_Patterns_and_Applications_(Averill)/08%3A_Ionic_versus_Covalent_Bonding/8.06%3A_Exceptions_to_the_Octet_Rule
