التكوين الإلكترونية
ال يُشار إلى توزيع الإلكترونات داخل الذرة أو الجزيء باسم 'التكوين الإلكتروني'. الذي يحدد مستويات الطاقة والمدارات التي تشغلها الإلكترونات. يحدد العدد الذري للعنصر، والذي يعادل عدد البروتونات الموجودة في نواة الذرة، التكوين الإلكتروني للعنصر.
عادةً ما يتم تمثيل كمية الإلكترونات في كل غلاف ومدار فرعي بتسلسل من الأرقام والحروف، مثل 1s 2s22 ص6عند وصف التكوين الإلكتروني للذرة. يتم تمثيل رقم الكم الرئيسي، الذي يرتبط بمستوى طاقة الإلكترون أو غلافه، بالرقم الأول في التسلسل. يحدد الرقم الكمي للزخم الزاوي أي حرف بعد رقم الكم الرئيسي يشير إلى المستوى الفرعي أو المداري للإلكترون.
يمكن أيضًا استخدام المخطط المداري أو مخطط الغلاف الإلكتروني، الذي يوضح ترتيب الإلكترونات ضمن مستويات الطاقة والمدارات للذرة، لتصوير التكوين الإلكتروني للذرة. يُرمز لكل مدار بمربع أو دائرة في مخطط مداري، ويُرمز لكل إلكترون بسهم يتجه لأعلى أو لأسفل للإشارة إلى دورانه.
يلعب التركيب الإلكتروني للذرة دورًا مهمًا في تحديد العديد من الخصائص الكيميائية والفيزيائية للعنصر. على سبيل المثال، تتأثر تفاعلية الذرة، وخصائص الترابط، والقدرة على المشاركة في التفاعلات الكيميائية، بكمية وترتيب إلكتروناتها. تُعرف كمية الطاقة اللازمة لاستخراج إلكترون من الذرة باسم طاقة التأين، والتي يتم تحديدها أيضًا من خلال التكوين الإلكتروني للذرة.
يمكن أيضًا التنبؤ بموقع العنصر في الجدول الدوري، وهو قائمة العناصر مرتبة بترتيب تصاعدي من حيث العدد الذري، باستخدام التكوين الإلكتروني للعنصر. يجمع الجدول الدوري العناصر التي لها تكوينات إلكترونية مماثلة وخصائص متكافئة.
إن مبدأ استبعاد باولي، الذي يؤكد أنه لا يمكن لإلكترونين في الذرة أن يكون لهما نفس مجموعة الأعداد الكمومية، هو الذي يحدد التكوين الإلكتروني للذرة. وبناءً على ذلك، يجب على كل إلكترون في الذرة أن يسكن مستوى طاقة ومدارًا مختلفًا، ولا يمكن لكل مدار أن يستوعب سوى زوج من الإلكترونات ذات الدوران المعاكس.
يمكن استخدام طرق طيفية مختلفة لتحديد التكوين الإلكتروني للذرة بشكل مباشر. على سبيل المثال، يمكن تحديد التكوين الكهربائي للذرة في حالتها الأرضية باستخدام طيف الانبعاث لعنصر ما، ويمكن تحديد مستويات طاقة الإلكترونات في الذرة باستخدام طيف الامتصاص للعنصر.
وفي الختام فإن التكوين الإلكتروني للذرة هو مكون أساسي في بنيتها ويؤثر على عدد من خصائصها الكيميائية والفيزيائية. يحدد العدد الذري للعنصر تكوينه الإلكتروني، والذي يمكن إظهاره كسلسلة من الأرقام والرموز، أو مخطط مداري، أو مخطط غلاف إلكتروني. مبدأ استبعاد باولي، والذي يمكن العثور عليه تجريبيًا باستخدام الطرق الطيفية، يحدد التكوين الإلكتروني للذرة.
التكوينات الإلكترونية مفيدة لـ:
- معرفة تكافؤ العنصر.
- التنبؤ بخصائص مجموعة من العناصر (خصائص العناصر ذات التكوين الإلكتروني المتشابه تكون متطابقة في كثير من الأحيان).
- تحليل الطيف الذري.
كيفية كتابة التكوين الإلكتروني
اصداف
بناءً على رقم الكم الرئيسي، يمكن حساب أكبر عدد من الإلكترونات التي يمكن احتواؤها في الغلاف (n). الصيغة لذلك هي 2ن2، حيث n هو رقم الصدفة. تسرد الجداول أدناه الأغلفة وقيم n والعدد الإجمالي للإلكترونات التي يمكن احتواؤها.
| شل وقيمة 'ن'. | الحد الأقصى للإلكترونات الموجودة في الغلاف |
|---|---|
| قذيفة K، ن = 1 | 2*12= 2 |
| قذيفة L، ن = 2 | 2*22= 8 |
| قذيفة M، ن = 3 | 232= 18 |
| ن قذيفة، ن = 4 | 2*42= 32 |
القذائف الفرعية
- يحدد رقم الكم السمتي (الممثل بالحرف 'l') المستويات الفرعية التي تنقسم إليها الإلكترونات.
- وتحدد قيمة عدد الكم الرئيسي n قيمة هذا العدد الكمي. ونتيجة لذلك، هناك أربعة مستويات فرعية متميزة يمكن أن توجد عندما يكون n يساوي 4.
- عندما ن = 4. الأغلفة الفرعية s وp وd وf هي الأغلفة الفرعية المقابلة لـ l=0 وl=1 وl=2 وl=3 على التوالي.
- توضح المعادلة 2*(2l+1) عدد الإلكترونات التي يمكن أن يحملها المستوى الفرعي في سعته القصوى.
- ولذلك، فإن أكبر عدد من الإلكترونات التي يمكن أن تتناسب مع المستويات الفرعية s وp وd وf هي 2 و6 و10 و14 على التوالي.
الرموز
- باستخدام تسميات الغلاف الفرعي، يتم وصف التكوين الإلكتروني للذرة. تتضمن هذه التسميات رقم الغلاف الفرعي ورقم الغلاف الذي يتم تحديده بواسطة رقم الكم الرئيسي.
- التعيين (المقدم من رقم الكم السمتي)، وبالخط المرتفع، إجمالي عدد الإلكترونات في المستوى الفرعي.
- على سبيل المثال، سيكون الترميز '1s2'إذا كان هناك إلكترونين في المستوى الفرعي s من الغلاف الأول.
- يمكن التعبير عن التكوين الإلكتروني للألمنيوم (العدد الذري 13) بالرمز 1s22 ثانية22 ص63ث23 ص1باستخدام هذه التسميات الفرعية.
يتم استخدام مبدأ أوفباو، ومبدأ استبعاد باولي، وقاعدة هوند لملء المدارات الذرية. تساعد هذه الإرشادات في تحديد كيفية احتلال الإلكترونات للمدارات التي يمكن الوصول إليها.
مبدأ الهيكل:
وفقا لمبدأ أوفباو، تحتل الإلكترونات مدارات في اتجاه زيادة الطاقة. يشير هذا إلى أنه قبل ملء المدارات ذات الطاقة الأعلى، ستملأ الإلكترونات أولاً المدارات ذات الطاقة الأقل. يمكن استخدام الجدول الدوري لتحديد مستويات طاقة المدارات بالترتيب. تسميات المدارات عبارة عن مزيج من الحروف والأرقام: يشير الحرف إلى الشكل المداري أو الغلاف الفرعي (s، p، d، f)، ويشير الرقم إلى رقم الكم الرئيسي (n)، الذي يحدد مستوى طاقة المدارات. مداري.
مبدأ استبعاد باولي:
لا يمكن لإلكترونين في الذرة أن يكون لهما نفس المجموعة من أربعة أرقام كمية (n، l، ml، وms)، وفقًا لمبدأ استبعاد باولي. أكبر عدد من الإلكترونات التي يمكن احتواؤها في كل مدار هو اثنان، ويجب أن يكون لها دوران معاكس.
حكم الكلب:
وفقًا لقاعدة هوند، ستسكن الإلكترونات أولاً في مدارات منفصلة لها نفس الدوران عند ملء المدارات المتدهورة (المدارات التي لها نفس الطاقة). وبناءً على ذلك، ستحاول الإلكترونات الموجودة في المدارات المتدهورة باستمرار زيادة دورانها الإجمالي إلى الحد الأقصى.
يمكن تحديد ترتيب ملء المدارات الذرية باستخدام هذه المبادئ.
يتم ملء المدارات بالترتيب التالي:
- 1s، 2s، 2p، 3s، 3p، 4s، 3d، 4p، 5s، 4d، 5p، 6s، 4f، 5d، 6p، 7s، 5f، 6d، 7p وما إلى ذلك
- خذ تحميل الكربون كمثال لإثبات ذلك (العدد الذري 6). توجد ستة إلكترونات في الكربون، وسوف تشغل المدارات التي يمكن الوصول إليها بالطريقة المذكورة أعلاه.
- سيتم ملء المدار 1s بالإلكترونين الأولين. سيتم ملء المدار 2s بالإلكترونين التاليين. سيتم احتلال اثنين من المدارات الثلاثة المحتملة 2p بواسطة إلكترون واحد لكل إلكترونين المتبقيين. الكربون لديه الآن بنية الإلكترون 1S22 ثانية22 ص2.
في الختام، فإن مبدأ أوفباو، ومبدأ استبعاد باولي، وقاعدة هوند، كلها تتحكم في كيفية امتلاء المدارات الذرية. ولكل عنصر تكوين مختلف من الإلكترونات نتيجة لهذه القواعد، مما يساعد على تحديد الترتيب الذي تشغل به الإلكترونات المدارات المتاحة.
الترتيب الإلكتروني للعناصر الثلاثين الأولى، حسب العدد الذري المتزايد:
| نعم / لا | عناصر | التكوين الإلكترونية |
|---|---|---|
| 1 | هيدروجين | 1 ثانية1 |
| 2 | هيليوم | 1 ثانية2 |
| 3 | الليثيوم | 1 ثانية22 ثانية1 |
| 4 | البريليوم | 1 ثانية22 ثانية2 |
| 5 | البورون | 1 ثانية22 ثانية22 ص1 |
| 6 | كربون | 1 ثانية22 ثانية22 ص2 |
| 7 | نتروجين | 1 ثانية22 ثانية22 ص3 |
| 8 | الأكسجين | 1 ثانية22 ثانية22 ص4 |
| 9 | الفلور | 1 ثانية22 ثانية22 ص5 |
| 10 | نيون | 1 ثانية22 ثانية22 ص6 |
| أحد عشر | صوديوم | 1 ثانية22 ثانية22 ص63ث1 |
| 12 | المغنيسيوم | 1 ثانية22 ثانية22 ص63ث2 |
| 13 | الألومنيوم | 1 ثانية22 ثانية22 ص63ث23 ص1 |
| 14 | السيليكون | 1 ثانية22 ثانية22 ص63ث23 ص2 |
| خمسة عشر | الفوسفور | 1 ثانية22 ثانية22 ص63ث23 ص3 |
| 16 | الكبريت | 1 ثانية22 ثانية22 ص63ث23 ص4 |
| 17 | الكلور | 1 ثانية22 ثانية22 ص63ث23 ص5 |
| 18 | الأرجون | 1 ثانية22 ثانية22 ص63ث23 ص6 |
| 19 | البوتاسيوم | 1 ثانية22 ثانية22 ص63ث23 ص64s1 |
| عشرين | الكالسيوم | 1 ثانية22 ثانية22 ص63ث23 ص64s2 |
| واحد وعشرين | سكانديوم | 1 ثانية22 ثانية22 ص63ث23 ص64s23D1 |
| 22 | التيتانيوم | 1 ثانية22 ثانية22 ص63ث23 ص64s23D2 |
| 23 | الفاناديوم | 1 ثانية22 ثانية22 ص63ث23 ص64s23D3 |
| 24 | الكروم | 1 ثانية22 ثانية22 ص63ث23 ص64s13D5 |
| 25 | المنغنيز | 1 ثانية22 ثانية22 ص63ث23 ص64s23D5 |
| 26 | حديد | 1 ثانية22 ثانية22 ص63ث23 ص64s23D6 |
| 27 | الكوبالت | 1 ثانية22 ثانية22 ص63ث23 ص64s23D7 |
| 28 | النيكل | 1 ثانية22 ثانية22 ص63ث23 ص64s23D8 |
| 29 | نحاس | 1 ثانية22 ثانية22 ص63ث23 ص64s13D10 |
| 30 | الزنك | 1 ثانية22 ثانية22 ص63ث23 ص64s23D10 |
فيما يلي بعض الأسباب التي تجعل التكوين الإلكتروني ضروريًا:
1. التفاعل الكيميائي
يتم تحديد التفاعل الكيميائي للذرة من خلال تكوينها الإلكتروني. التكوين الإلكتروني هو ما يؤدي إلى تفاعلات بين العناصر تؤدي إلى مركبات. إن مدى سهولة اكتساب الذرة للإلكترونات أو فقدانها أو مشاركتها من أجل تكوين روابط كيميائية مع ذرات أخرى يعتمد على عدد وترتيب الإلكترونات في مستوى الطاقة الخارجي، المعروف باسم غلاف التكافؤ. على سبيل المثال، من أجل تحقيق تكوين مستقر، تميل العناصر التي تحتوي على إلكترونين أو إلكترونين في غلافها الخارجي إلى فقدان تلك الإلكترونات، في حين تميل العناصر التي تحتوي على خمسة أو ستة أو سبعة إلكترونات في غلافها الخارجي إلى اكتساب تلك الإلكترونات. ويساعد هذا في التنبؤ بأنواع المركبات التي يمكن أن تنتجها العناصر المختلفة.
2. خصائص الترابط
يتم أيضًا تحديد أنواع الروابط الكيميائية التي يمكن أن تتطور بين الذرات من خلال تكوينها الإلكتروني. تتشكل الروابط التساهمية عادة بين الذرات ذات التكوينات الإلكترونية المماثلة، في حين تتشكل الروابط الأيونية عادة بين الذرات ذات التكوينات المختلفة. تتأثر أيضًا كثافة واستقرار الروابط الكيميائية التي تم إنشاؤها بالتكوين الإلكتروني. على سبيل المثال، تمكّن إلكترونات التكافؤ الأربعة الموجودة في التكوين الإلكتروني لذرة الكربون من تكوين روابط تساهمية مستقرة مع ذرات الكربون الأخرى، مما يؤدي إلى تكوين مجموعة واسعة من المركبات العضوية.
3. الخصائص الفيزيائية
تتأثر أيضًا الخصائص الفيزيائية للعنصر، مثل نقاط الانصهار والغليان والكثافة والموصلية، ببنيته الإلكترونية. يحدد عدد الإلكترونات وكيفية ترتيبها في غلاف التكافؤ قوة تفاعلات الذرات، مما يؤثر على كيفية تصرف العنصر فيزيائيًا. على سبيل المثال، نظرًا لأن إلكتروناتها الحرة قادرة بسهولة على التحرك وتوصيل الكهرباء، فإن المعادن تتمتع بموصلية كهربائية وحرارية عالية.
4. الاتجاهات الدورية
يتم تنظيم الجدول الدوري باستخدام الاتجاهات الدورية لأنه يعتمد على التركيب الإلكتروني للذرات. ويشار إلى الأنماط المنتظمة للتباين في خصائص العناصر عبر الجدول الدوري بالاتجاهات الدورية. يمكن استخدام التغييرات في التكوين الإلكتروني للذرات وتأثيرها على حجم العناصر وتفاعلها وخصائص ترابطها لفهم هذه الاتجاهات.
خلاصة القول، إن معرفة التكوين الإلكتروني للذرة أمر ضروري لفهم خصائصها الجزيئية والفيزيائية. وهو ضروري للتنبؤ بالسلوك الكيميائي للعنصر وقدرته على الاندماج مع عناصر أخرى لتكوين مركبات. يساعد فهم التكوين الإلكتروني أيضًا في شرح الأنماط الدورية والاختلافات في خصائص العناصر عبر الجدول الدوري.