التوزيع الإلكتروني: فهم مستويات الطاقة الرئيسية والفرعية في الذرات

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 (n):

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 باستخدام العلاقة 2n² (لكن هذه العلاقة ليست دقيقة دائمًا للمستويات العليا). تتميز الإلكترونات في المستوى نفسه بنفس مستوى الطاقة تقريبًا، لكنها تختلف في مستويات الطاقة الفرعية.

يتم تمثيل مستويات الطاقة الرئيسية أيضًا بالحروف K,L,M,N,O,P,Q على التوالي، حيث K هو أقرب مستوى للنواة والأقل طاقة.

الشكل: يوضح ترتيب مستويات الطاقة الرئيسية حسب قربها من النواة.

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 قواعد معينة؛ أبرزها قاعدة أقصى عدد إلكترونات المستوى.

التوزيع الإلكتروني في المدارات الرئيسية

لكي نقوم بتوزيع الإلكترونات في مدارات الذرة نتبع قواعد التوزيع الإلكتروني:

قاعدة أقصى عدد الإلكترونات للمستوى

ويمكن حساب أقصى عدد إلكترونات يتسع له المدار باستخدام العلاقة $$2n^2$$، حيث n رقم المدار.

على سبيل المثال في المستوى الأول الذي يمثل n = 1، يكون عدد الإلكترونات:  $$2 \times (1)^2 = 2$$

وفي المستوى الثاني n = 2، يكون عدد الإلكترونات:  $$2 \times (2)^2 = 8$$

يوضح الجدول التالي مستويات الطاقة الرئيسية في الذرة، ورقم المستوى (n)، ورمزه، وأقصى عدد من الإلكترونات الذي يمكن أن يستوعبه كل مستوى. يمكن حساب العدد الأقصى للإلكترونات باستخدام العلاقة $$2n^2$$.

الاسم	الرقم (n)	الرمز	أقصى عدد للإلكترونات: \(2 \times n^2\)
المستوى الأول	1	K	\(2 \times (1)^2 = 2\)
المستوى الثاني	2	L	\(2 \times (2)^2 = 8\)
المستوى الثالث	3	M	\(2 \times (3)^2 = 18\)
المستوى الرابع	4	N	\(2 \times (4)^2 = 32\)
المستوى الخامس	5	O	\(2 \times (5)^2 = 50\)
المستوى السادس	6	P	\(2 \times (6)^2 = 72\)
المستوى السابع	7	Q	\(2 \times (7)^2 = 98\)

لكن في الواقع لا تنطبق العلاقة 2n^2 على المستويات الأعلى من المستوى الرابع N والحسابات التي أجريناها ل O,P,Q هي حسابات نظرية فقط. ويجب الإشارة إلى أن المستويات الأعلى من المستوى الثاني (L) تتسع لأقصى عدد الإلكترونات الخاصة بها، إلى جانب أقصى عدد الإلكترونات في المستويات الأدنى منها.

عادة، لا يوجد مستوى يستوعب أكثر من 32 إلكترون. وهذا بسبب عدم الاستقرار الذي يصاحب الزيادة في عدد الإلكترونات. يستخدم بعض المعلمين القيم 8, 18, 32 للمستويات O, P, Q للتسهيل والتبسيط للطلاب. وعندما نأخذ في الاعتبار ما سبق،  يمكن إعادة كتابة الجدول أعلاه ليصبح كالتالي:

المستوى	أقصى عدد الإلكترونات
المستوى الأول (K)	≤ 2
المستوى الثاني (L)	≤ 8
المستوى الثالث (M)	≤ 8, 18
المستوى الرابع (N)	≤ 8, 18, 32

توضيح: لماذا لا تنطبق العلاقة 2n² على المستويات العليا؟

السبب يعود إلى التداخل الطاقوي بين المدارات الفرعية. على سبيل المثال:

• مدار 4s يمتلئ قبل 3d رغم أنه ينتمي لمستوى طاقة أعلى (n=4).
• هذا بسبب أن طاقة مدار 4s أقل من 3d عند بدء الملء.

هذه هي مستويات الطاقة الذرية مع مستوياتها الفرعية. لاحظ أن المدار s من مستوى الطاقة الأعلى التالي له طاقة أقل قليلاً من المدارات d في مستوى الطاقة الأدنى.

𓋼 الترخيص: CC BY-SA 4.0 𓋼 المصدر: Richard Parsons (نقطي), Adrignola (متجه) * تم تحويل الصورة إلى WEBP مع الحفاظ على شروط الترخيص

خلاصة هذه القاعدة: أن لكل مستوى طاقة أقصى عدد من إلكترونات يمكن أن يتسع لها. أي أنه يمكن أن يأخذ عدد إلكترونات من صفر إلى 2n^2، ولا يسمح لأكثر من ذلك. وإذا كانت الذرة تمتلك إلكترونات أكثر من ذلك فستوزع على باقي المدارات كما سيتضح لاحقاً.

قاعدة الثمانية (Octet Rule)

في التوزيع الإلكتروني للمستويات الرئيسية (K, L, M, N… )، يجب ألا يتجاوز عدد الإلكترونات في الغلاف أو المستوى الأخير 8 إلكترونات، بغض النظر عن السعة القصوى للمستوى الرئيسي. هذا التحديد يعرف بقاعدة الثمانية (Octet Rule).

قاعدة الثمانية هي مبدأ كيميائي يشير إلى أن الذرات تميل إلى اكتساب أو فقدان أو مشاركة الإلكترونات للوصول إلى حالة استقرار، حيث يصبح الغلاف الخارجي (غلاف التكافؤ) يحتوي على 8 إلكترونات.

لفهم أهمية هذه القاعدة وكيفية عملها دعونا نركز على النقاط التالية:

1. استقرار الغلاف الخارجي: الذرات تسعى لأن يكون غلافها الخارجي مشابهاً لتوزيع الغازات النبيلة (مثل الهيليوم والنيون)، والتي تتميز باستقرارها الكيميائي بسبب اكتمال غلافها الخارجي.
2. كيف تحقق الذرات القاعدة؟
   • فقدان الإلكترونات: كما في الفلزات، تفقد الإلكترونات لتصبح أيونات موجبة (كاتيونات).
   • اكتساب الإلكترونات: كما في اللافلزات، تكتسب الإلكترونات لتصبح أيونات سالبة (أنيونات).
   • مشاركة الإلكترونات: الذرات تشارك الإلكترونات مع ذرات أخرى عبر الروابط التساهمية (كما في الماء أو ثاني أكسيد الكربون).
3. أهمية القاعدة:
   • تفسير استقرار المركبات الكيميائية.
   • توجيه التفاعلات الكيميائية وطبيعة الروابط بين الذرات.

ملاحظات:

• القاعدة ليست مطلقة، فبعض الذرات يمكن أن تتجاوز 8 إلكترونات في غلافها الخارجي (كما في العناصر ذات العدد الذري الكبير مثل الكبريت والفوسفور).
• الهيليوم يمثل استثناءً لأنه مستقر بـ2 إلكترون فقط في غلافه الخارجي.
• قاعدة الثمانية تعتبر من المبادئ الأساسية لفهم التفاعلات الكيميائية وبناء الجزيئات.

مثال: ذرة النيون (Ne) تحتوي على 10 إلكترونات. كيف يتم توزيعها على المستويات الرئيسية؟

الحل:

في المستوى الأول (K) يكون رقمه (1)، وبتعويض هذا الرقم محل n في العلاقة 2n^2، يكون أقصى عدد الإلكترونات = 2 × (1)^2 = 2. إذا، امتلأ هذا المدار؛ لذلك ننتقل إلى المستوى الثاني.

في المستوى الثاني (L) الذي رقمه (2)، وبتعويض 2 محل n، يكون أقصى عدد الإلكترونات = 2 × (2)^2 = 8. بهذه الطريقة قمنا بتوزيع جميع إلكترونات ذرة النيون العشرة.

تشغل الإلكترونات مستويات الطاقة الأدنى أولاً قبل الانتقال إلى المستويات الأعلى وفق "قاعدة أوفباو". يتم ملء المستوى K أولاً، ثم L، وهكذا. كما في المثال السابق.

استثناءات قاعدة الثمانية (ثلاث حالات رئيسية)

1. الجزيئات ذات الإلكترونات الفردية
   مثال: أكسيد النيتريك (NO) يحتوي على 11 إلكترونًا في الغلاف الخارجي.
2. التوسع الثماني (مدارات d)
   مثال: سداسي فلوريد الكبريت (SF₆) يحتوي على 12 إلكترونًا حول الكبريت.
3. الجزيئات ناقصة الإلكترونات
   مثال: ثلاثي كلوريد البورون (BCl₃) يحتوي على 6 إلكترونات فقط حول البورون ^[1].

توزيع الإلكترونات في مستويات طاقة رئيسية غير مكتملة:

في كثير من الأحيان، بعد ملء مستوى طاقة معين يتبقى عدد إلكترونات لا يكفي للمستوى الذي بعده. أي أن ذلك المستوى غير مكتمل. في هذه الحالة يكون عدد الإلكترونات المتبقية:

1. إما من صفر إلى 8: لنفترض توزيع الإلكترونات في عنصر الفوسفور (\(Z=15\)):
   1. \(K=2, L=8\)
   2. يتبقى 5 إلكترونات.
   3. هذه الإلكترونات توضع في المستوى \(M\) (الغلاف الأخير).
   4. التوزيع يصبح: \(K=2, L=8, M=5\)

      رغم أن مستوى \(M\) يمكن أن يستوعب حتى \(18\) إلكترونًا، إلا أن الإلكترونات المتبقية (\(5\)) تترك كما هي دون محاولة ملئه بالكامل، وفقًا لقاعدة الثبات الخاصة بالإلكترونات.

2. أو في حالة أن عدد الإلكترونات المتبقي أكبر من \(8\): لنأخذ مثال عنصر الزينون الذي له العدد الذري \(Z=54\):
   1. نبدأ بتوزيع الإلكترونات: \(K=2, L=8, M=18\)
   2. يتبقى \(26\) إلكترونات، بينما المستوى الرابع (\(N\)) يمكن أن يستوعب حتى \(32\) إلكترونًا.
   3. لا يمكن توزيع هذه الإلكترونات (\(26\)) مباشرة على المستوى \(N\) بسبب قاعدة الثمانيات، والتي تنص على أن الغلاف الأخير يجب أن يحتوي على 8 إلكترونات أو أقل ليكون مستقرًا.
   4. لتحقيق الاستقرار، يتم ملء المستوى \(N\) بعدد \(18\) إلكترونات (مثل المستوى \(M\) الذي يسبقه).
   5. يتبقى الآن \(8\) إلكترونات، وهي حالة الاستقرار الخاصة بالغازات النبيلة. وفقًا للقاعدة السابقة (في الخطوة 1)، تُوضع هذه الإلكترونات المتبقية في الغلاف الأخير (\(O\)).
   6. بذلك يصبح التوزيع النهائي للإلكترونات كالتالي: \(K=2, L=8, M=18, N=18, O=8\)

الأعداد الكمية الرئيسية ومدلولاتها

توصف حالة كل إلكترون في الذرة بمجموعة من الأعداد الكمية، الأكثر أهمية منها هي:

• العدد الكمي الرئيسي (n): يحدد مستوى الطاقة الرئيسي للإلكترون. قيم (n) أعداد صحيحة موجبة (1, 2, 3...).
• العدد الكمي الثانوي (l): يحدد مستوى الطاقة الفرعي (المدار) الذي يشغله الإلكترون. قيم (l) تتراوح من 0 إلى (n-1). يمثل (l=0) مدارًا من النوع s، (l=1) مدارًا من النوع p، (l=2) مدارًا من النوع d، وهكذا.
• العدد الكمي المغناطيسي (ml): يحدد اتجاه المدار في الفراغ. قيم (ml) تتراوح من -l إلى +l، بما في ذلك الصفر.
• العدد الكمي المغزلي (ms): يصف دوران الإلكترون حول محوره. قيم (ms) هي +1/2 أو -1/2، وهذا يمثل اتجاه الدوران (مع عقارب الساعة أو عكسها).

تحدد هذه الأعداد الكمية بشكل فريد حالة كل إلكترون في الذرة، وتُساهم في فهم سلوك الإلكترونات وتفاعلاتها. للمزيد من التفاصيل، يمكنك قراءة المقال التالي: الأعداد الكمّية الأربعة – شرح شامل.

مستويات الطاقة الفرعية والمدارات

أنواع المدارات الفرعية (s, p, d, f)

ضمن كل مستوى طاقة رئيسي (n)، توجد مستويات فرعية تحتوي على مدارات، وكل مدار يتسع لإلكترونين كحد أقصى. تُحدد هذه المدارات بواسطة العدد الكمي الثانوي (l)، والذي يمكن أن يأخذ قيمًا من 0 إلى (n-1). لكل قيمة من (l) نوع مختلف من المدارات:

• l = 0: مدارات s (شارب): لها شكل كروي، وتوجد إلكترونات مدار s قريبة من النواة.
• l = 1: مدارات p (برينسيبال): لها شكل دمبل (ثنائي الفصوص)، وتوجد ثلاثة مدارات p متعامدة في الفراغ (px, py, pz).
• l = 2: مدارات d (ديفوز): لها أشكال أكثر تعقيدًا، وتوجد خمسة مدارات d في الفراغ.
• l = 3: مدارات f (فوندامنتال): لها أشكال أكثر تعقيدًا من مدارات d، وتوجد سبعة مدارات f في الفراغ.

تُرتب هذه المدارات حسب طاقتها، حيث تكون مدارات s أقل طاقة ثم p ثم d ثم f.

شكل وخصائص كل مستوى فرعي

يحدد 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. يحدد العدد الكمي المغناطيسي (ml) عدد المدارات الفرعية لكل نوع من المدارات. وبالتالي،:

• مدار s: يحتوي على مدار واحد (ml = 0)، وبالتالي يستوعب إلكترونين.
• مدار p: يحتوي على ثلاثة مدارات (ml = -1, 0, +1)، وبالتالي يستوعب ستة إلكترونات.
• مدار d: يحتوي على خمسة مدارات (ml = -2, -1, 0, +1, +2)، وبالتالي يستوعب عشرة إلكترونات.
• مدار f: يحتوي على سبعة مدارات (ml = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3)، وبالتالي يستوعب أربعة عشر إلكترونًا.

قواعد التوزيع الإلكتروني:

بالإضافة إلى قاعدة 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 m_l، والعدد الكمي المغزلي m_s) نفس القيمة لجميع الإلكترونات في الذرة. هذا يعني أنه في كل مدار (يحدده n، l، و m_l)، 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... ولكن يجب ملاحظة أن هذا الترتيب ليس دقيقًا تمامًا في جميع الحالات، ويجب مراعاة بعض الاستثناءات.

يُوضح الشكل أعلاه ترتيب مستويات الطاقة الفرعية تصاعديًا وفقًا لمبدأ أوفباو، حيث يتم ملء المدارات ذات الطاقة الأقل أولًا

استثناءات مبدأ أوفباو

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 (m_s = +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 بالإلكترونات.

العلاقة بين ازدواج المدارات والغازات النبيلة:

• 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.

التوزيع الإلكتروني بدلالة الغازات النبيلة

التوزيع الإلكتروني بدلالة الغازات النبيلة 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.

أمثلة على التوزيع الإلكتروني للعناصر بدلالة الغازات النبيلة

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 هذا الأسلوب:

• 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).

  العنصر	التوزيع الإلكتروني (بدلالة الغازات النبيلة)
  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.

  العنصر	التوزيع الإلكتروني (بدلالة الغازات النبيلة)
  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.

  العنصر	التوزيع الإلكتروني (بدلالة الغازات النبيلة)
  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.

  العنصر	التوزيع الإلكتروني (بدلالة الغازات النبيلة)
  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 عناصر مثل السكانديوم واللانثانيوم أثناء التوزيع الإلكتروني لعناصر الفئة f؟

  أنت على حق في الإشارة إلى تعقيد تصنيف عناصر الفئة f وترتيبها! دعني أوضح الفكرة بشكل شامل:

  1. السكانديوم (Sc) واللانثانيوم (La) هما بالفعل جزء من المجموعة d (الفئة d) لأن إلكتروناتهما الخارجية تنتهي في المستوى الفرعي d.
     • السكانديوم: التوزيع الإلكتروني هو [Ar] 4s² 3d¹.
     • اللانثانيوم: التوزيع الإلكتروني هو [Xe] 6s² 5d¹.
  2. 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.
  3. اللانثانيوم (La) يصنَّف في بعض الأحيان ضمن اللانثنيدات لأسباب تاريخية أو لسهولة الجدولة، لكنه إلكترونيًا ينتمي إلى الفئة d بسبب عدم بدء امتلاء 4f.
  4. إذن:
     • 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.

4. العدد الذري والتوزيع الإلكتروني

• العدد الذري يحدد عدد الإلكترونات، وبالتالي يُملي التوزيع الإلكتروني.
• مثال: الكربون (6) 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.
• نتيجة: 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

1. 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