و التكوين الإلكترونية ، كما دعا هيكل الالكترونية، هو ترتيب الإلكترونات في مستويات الطاقة حول نواة الذرة. وفقًا لنموذج بوهر الذري القديم ، تحتل الإلكترونات مستويات مختلفة في مدارات حول النواة ، من الغلاف الأول الأقرب للنواة ، K ، إلى الغلاف السابع ، Q ، وهو الأبعد عن النواة.
فيما يتعلق بنموذج ميكانيكي كم أكثر دقة ، تنقسم قذائف KQ إلى مجموعة من المدارات ، كل منها لا يمكن أن يشغلها أكثر من زوج واحد من الإلكترونات.
بشكل عام ، يتم استخدام تكوين الإلكترون لوصف مدارات الذرة في حالتها الأساسية ، ولكن يمكن أيضًا استخدامها لتمثيل ذرة تأينت إلى كاتيون أو أنيون ، لتعويض فقدان أو اكتساب الإلكترونات في مداراتها الخاصة.
يمكن ربط العديد من الخصائص الفيزيائية والكيميائية للعناصر بتشكيلاتها الإلكترونية الفريدة. إلكترونات التكافؤ ، الإلكترونات الموجودة في الغلاف الخارجي ، هي العامل المحدد للكيمياء الفريدة للعنصر.
أساسيات تكوينات الإلكترون
قبل تعيين إلكترونات الذرة إلى المدارات ، يجب على المرء أن يتعرف على أساسيات تكوينات الإلكترون. يتكون كل عنصر في الجدول الدوري من ذرات تتكون من بروتونات ونيوترونات وإلكترونات.
تُظهر الإلكترونات شحنة سالبة وتوجد حول نواة الذرة في مدارات الإلكترون ، والتي تُعرف بأنها حجم الفضاء الذي يمكن أن يوجد فيه الإلكترون ضمن احتمال 95٪.
الأنواع الأربعة المختلفة من المدارات (s و p و d و f) لها أشكال مختلفة ، ويمكن أن يحتوي مدار واحد على إلكترونين كحد أقصى. المدارات p و d و f لها مستويات فرعية مختلفة ، لذا يمكنها الاحتفاظ بمزيد من الإلكترونات.
كما هو موضح ، يكون تكوين الإلكترون لكل عنصر فريدًا في موضعه في الجدول الدوري. يتم تحديد مستوى الطاقة بالفترة ويتم تحديد عدد الإلكترونات من خلال العدد الذري للعنصر.
المدارات عند مستويات الطاقة المختلفة متشابهة مع بعضها البعض ، لكنها تشغل مناطق مختلفة في الفضاء.
المداري 1s و 2s لهما خصائص المدار s (العقد الشعاعية ، احتمالات الحجم الكروية ، يمكن أن تحتوي فقط على إلكترونين ، إلخ). ولكن نظرًا لوجود مستويات طاقة مختلفة ، فإنها تشغل مساحات مختلفة حول النواة. يمكن تمثيل كل مدار بكتل محددة في الجدول الدوري.
الكتلة s هي منطقة الفلزات القلوية بما في ذلك الهيليوم (المجموعتان 1 و 2) ، والكتلة d هي المعادن الانتقالية (المجموعات من 3 إلى 12) ، والكتلة p هي عناصر المجموعة الرئيسية للمجموعات من 13 إلى 18 ، والكتلة f هي سلسلة اللانثانيد والأكتينيد.
الشكل 1: عناصر الجدول الدوري وفتراتها التي تختلف حسب مستويات الطاقة في المدارات.
مبدأ أوفباو
Aufbau يأتي من الكلمة الألمانية "Aufbauen" والتي تعني "لبناء". في الجوهر ، من خلال كتابة تكوينات إلكترونية ، فإننا نبني مدارات إلكترونية بينما ننتقل من ذرة إلى أخرى.
عندما نكتب التكوين الإلكتروني للذرة ، سنملأ المدارات بترتيب متزايد من العدد الذري.
ينشأ مبدأ Aufbau من مبدأ استبعاد Pauli الذي ينص على عدم وجود فرميونين (مثل الإلكترونات) في الذرة. يمكن أن يكون لديهم نفس مجموعة الأرقام الكمومية ، لذلك عليهم "التكديس" عند مستويات طاقة أعلى.
إن كيفية تراكم الإلكترونات هي مسألة تكوينات إلكترونية (مبدأ أوفباو ، 2015).
تحتوي الذرات المستقرة على عدد من الإلكترونات يساوي عدد البروتونات في النواة. تتجمع الإلكترونات حول النواة في المدارات الكمومية باتباع أربع قواعد أساسية تسمى مبدأ Aufbau.
- لا يوجد إلكترونان في الذرة يشتركان في نفس الأرقام الكمومية الأربعة n و l و m و s.
- سوف تحتل الإلكترونات مدارات أدنى مستوى للطاقة أولاً.
- ستملأ الإلكترونات دائمًا المدارات بنفس رقم الدوران. عندما تكون المدارات ممتلئة ستبدأ.
- سوف تملأ الإلكترونات المدارات بمجموع الأعداد الكمومية n و l. سيتم ملء المدارات ذات القيم المتساوية لـ (n + l) أولاً بقيم n الأدنى.
القاعدتان الثانية والرابعة هي نفسها في الأساس. مثال على القاعدة الرابعة هو المدارات 2p و 3s.
المدار 2p هو n = 2 و l = 2 و 3 s المدار هو n = 3 و l = 1. (N + l) = 4 في كلتا الحالتين ، لكن المدار 2p يحتوي على أقل طاقة أو أقل قيمة n وسوف يملأ قبل طبقة 3s.
لحسن الحظ ، يمكن استخدام مخطط Moeller الموضح في الشكل 2 للقيام بتعبئة الإلكترون. تتم قراءة الرسم البياني عن طريق تشغيل الأقطار من 1s.
الشكل 2: مخطط مولر لملء تكوين الإلكترون.
يوضح الشكل 2 المدارات الذرية والأسهم تتبع الطريق إلى الأمام.
الآن بعد أن عُرف أن ترتيب المدارات مملوء ، الشيء الوحيد المتبقي هو حفظ حجم كل مدار.
المدارات S لها قيمة واحدة محتملة لـ m l لتحتوي على إلكترونين
تحتوي المدارات P على 3 قيم محتملة لـ ml لتحتوي على 6 إلكترونات
تحتوي مدارات D على 5 قيم محتملة لـ l لعقد 10 إلكترونات
تحتوي المدارات F على 7 قيم محتملة لـ m l لتحتوي على 14 إلكترونًا
هذا هو كل ما هو مطلوب لتحديد التكوين الإلكتروني للذرة المستقرة لعنصر ما.
على سبيل المثال ، خذ عنصر النيتروجين. يحتوي النيتروجين على سبعة بروتونات وبالتالي سبعة إلكترونات. أول مدار يملأ هو 1s المداري.
يحتوي المدار s على إلكترونين ، لذلك يتبقى خمسة إلكترونات. المدار التالي هو المدار 2s ويحتوي على المداري التاليين. ستذهب الإلكترونات الثلاثة الأخيرة إلى المدار 2p والذي يمكنه استيعاب ما يصل إلى ستة إلكترونات (Helmenstine ، 2017).
أهمية تكوين الإلكترون الخارجي
تلعب تكوينات الإلكترون دورًا مهمًا في تحديد خصائص الذرات.
جميع ذرات المجموعة نفسها لها نفس التكوين الإلكتروني الخارجي باستثناء العدد الذري n ، وهذا هو سبب امتلاكها لخصائص كيميائية متشابهة.
تتضمن بعض العوامل الرئيسية التي تؤثر على الخواص الذرية حجم أكبر المدارات المشغولة ، وطاقة المدارات ذات الطاقة الأعلى ، وعدد الشواغر المدارية ، وعدد الإلكترونات في المدارات ذات الطاقة الأعلى.
يمكن أن ترتبط معظم الخصائص الذرية بدرجة التجاذب بين الإلكترونات الخارجية للنواة وعدد الإلكترونات في الغلاف الإلكتروني الخارجي ، وهو عدد إلكترونات التكافؤ.
إلكترونات الغلاف الخارجي هي تلك التي يمكن أن تشكل روابط كيميائية تساهمية ، وهي تلك التي لديها القدرة على التأين لتكوين الكاتيونات أو الأنيونات وهي التي تعطي حالة الأكسدة للعناصر الكيميائية.
سيحددون أيضًا نصف القطر الذري. كلما زاد n ، زاد نصف القطر الذري. عندما تفقد الذرة إلكترونًا ، سيكون هناك تقلص في نصف القطر الذري بسبب انخفاض الشحنة السالبة حول النواة.
إلكترونات الغلاف الخارجي هي تلك التي يتم أخذها في الاعتبار من خلال نظرية رابطة التكافؤ ونظرية المجال البلوري ونظرية المدار الجزيئي للحصول على خصائص الجزيئات وتهجين الروابط.
المراجع
- مبدأ أوفباو. (2015 ، 3 يونيو). تم الاسترجاع من chem.libretexts: chem.libretexts.org.
- بوزمان للعلوم. (2013 ، أجوتو 4). التوزيع الإلكترون. مأخوذة من youtube: youtube.com.
- تكوينات الإلكترون وخصائص الذرات. (سادس). مأخوذة من oneonta.edu: oneonta.edu.
- Encyclopædia Britannica. (2011 ، 7 سبتمبر). التكوين الإلكترونية. مأخوذة من britannica: britannica.com.
- فايزي ، س. (2016 ، 12 يوليو). التكوينات الإلكترونية. مأخوذة من chem.libretexts: chem.libretexts.org.
- هيلمنستين ، ت. (2017 ، 7 مارس). مبدأ Aufbau - الهيكل الإلكتروني ومبدأ Aufbau. مأخوذة من thinkco: thinkco.com.
- خان ، س. (2014 ، 8 يونيو). إلكترونات التكافؤ والترابط. مأخوذة من khanacademy: khanacademy.org.