توزيع إلكتروني

من ويكيبيديا، الموسوعة الحرة
اذهب إلى: تصفح، ‏ ابحث
المدارات الإلكترونية الذرية والجزيئية

في الفيزياء الذرية، التوزيع الإلكتروني هو ترتيب الإلكترونات في الذرة، أو في الجزيء، أو في أي جسم آخر. وبالتحديد هو مكان تواجد الإلكترونات في المدارات الذرية أو والجزيئية أو أي شكل من أشكال المدارات الإلكترونية.

لماذا التوزيع الإلكتروني[عدل]

تصور التوزيع الإلكتروني في الذرة تم توقعه بناء على ثلاث حقائق :

  1. في الفراغ الضيق للذرة أو الجزيء، فإن طاقة وخواص الإلكترون الأخرى تكون محددة بالكم، أي مقيدة لحالة كمية محددة. وهذه الحالات يمكن وصفها بالمدارات الإلكترونية. وكل حالة بصفة عامة لها طاقة مختلفة عن أي حالة أخرى.
  2. الإلكترونات هي فيرميونات وعلى هذا فهي تخضع ل مبدأاستبعاد باولي، والذي ينص على أنه لا يمكن لإثنين من الفيرميونات أن يشغلا نفس الحالة الكميه . فبمجرد شغل حالة بإلكترون، فإن الإلكترون التالي يجب أن يشغل حالة مختلفة. في الذرات يتم تحديد حالات الكم بأربعة أرقام كمية .
  3. حالة الإلكترون تكون غير مستقرة لو كان يشغل حالة غير حالة الطاقة الأقل. وفى وجود حالة طاقة أقل، فإن الإلكترون بعد زمن معين يقفز لهذه الحالة الأقل (وتنبعث منه الطاقة الزائدة في شكل فوتون، أي شعاع ضوء ذو تردد محدد).

ونتيجة لذلك، فإن أي نظام له توزيع إلكتروني واحد ثابت. ولو تم تركه في حالة الإتزان، فسوف يكون له دائما هذا التوزيع (يطلق عليه الحالة الأرضية)، وإذا لم تكن الذرة أو النظام في الحالة الأرضية يكون أحد الإلكترونات في حالة مثارة تحت تأثير الحرارة أو الاصتدام، فيتخد توزيع الإلكترونات توزيعا أخرا، وبصفة مؤقتة.

ويتم تحديد التوزيع الإلكتروني لأى نظام بمداراته وعدد الإلكترونات الموجودة فيه. ولو أردنا استنتاج هذا التوزيع، فيجب معرفة المدارات. وقد استطاع العلماء حساب ذلك بواسطة ميكانيكا الكم التي إبتكرها العالمين الألماني هايزنبرج والنمساوي شرودنجر خلال السنوات 1923 - 1926 وطبقاها بنجاح على ذرة الهيدروجين، ولكن حل معادلات ميكانيكا الكم معقد للذرات الأخرى، وأكثر تعقيدا في حالة الجزيئات.

التوزيع الإلكتروني في الذرات[عدل]

تعتمد المناقشة التالية على تواجد معرفة ببعض المواد المشروحة في مقالة المدار الذري والذرة

تلخيص أرقام الكم[عدل]

يتم وصف حالة تواجد الإلكترون في الذرة بأربعة أرقام للكم. ثلاثة منها هي خواص المدار الذري الذي يوجد فيه (يوجد شرح لاحق في هذه المقالة)، والرقم الرابع إما 1\2 أو -1\2 وهو يعبر عن الدوران المغزلي للإلكترون (أي دورانه حول نفسه).

  • عدد الكم الرئيسي والذي يرمز له بالرمز n ويأخذ قيمة أي عدد صحيح أكبر من أو يساوي 1. ويمثل الطاقة الرئيسية للمدار، وبعده عن النواة.
  • عدد الكم السمتي والذي يرمز له بالرمز l ويأخذ أي قيمة عدد صحيح في المدى 0 \le l \le n-1.. ويحدد عزم المدار الزاوي.
  • عدد الكم المغناطيسي والذي يرمز له بالرمز m ويأخذ أي قيمة صحيحة في المدى -l \le m \le l. ويحدد هذا الرقم إزاحة الطاقة للمدار الذري تحت تأثير مجال مغناطيسي خارجي (ظاهرة زيمان).

العزم المغناطيسي الذاتي للإلكترون ينشأ عن دوران الإلكترون حول محوره (دوران مغزلي)، والذي يعبر عنه بعدد الكم المغزلي. عدد الكم المغزلي خاصية خاصة للإلكترون ولا تعتمد على الأرقام الأخرى. ويرمز لها بالرمز s وتأخذ فقط القيم +1/2 أو -1/2 (أحيانا يرجع لهما بأعلى أو أسفل، إشارة إلى اتجاه عزم الإلكترون المغناطيسي).

الأغلفة وتحت الأغلفة "المدارات"[عدل]

حالات الطاقة التي لها نفس القيم n، يقال أنها تشغل نفس الغلاف الإلكتروني. الحالات التي لها نفس قيم n وl تكون متناسبة وتأخذ في الحسبان نوع واتجاه المدارات حول النواة، ويقال أنها تقع في نفس تحت-غلاف الإلكتروني. ولو أن الحالات تتشابه أيضا في قيم m فيقال أن لها نفس المدار الذري. ونظرا لأن الإلكترون له حالتان فقط للدوران، فإن الأوربيتال الذري لا يمكن أن يحتوى على أكثر من 2 إلكترون (مبدأ الاستبعاد لباولي).

ولوهلة فإن الغلاف n=1 يمتلك تحت غلاف s فقط ويمكن له أن يأخذ 2 إلكترون، بينما الغلاف n=2 له تحت غلاف s وp ويمكن أن يأخذ 8 إلكترونات (2 إلكترون في s و 6 ألكترونات في pفي)، والغلاف n=3 له تحت غلاف s وp وd ويمكن أن يأخذ 18 إلكترون. وهكذا. ويلاحظ أن السعة النهائية لأى تحت-غلاف هي 2(2l+1) ولغلاف 2n^2.

مثال تطبيقي[عدل]

التوزيع الإلكتروني للغلاف الخامس :

الغلاف تحت-غلاف المدار الإلكترونات
n = 5 l = 0 m = 0 → 1 أوربيتال من النوع s → max 2 electrons
l = 1 m = -1, 0, +1 → 3 أوربيتال من النوع p → max 6 electrons
l = 2 m = -2, -1, 0, +1, +2 → 5 أوربيتال من النوع d → max 10 electrons
l = 3 m = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 → 7 أوربيتال من النوع f → max 14 electrons
l = 4 m = -4, -3 -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4 → 9 أوربيتال من النوع g → max 18 electrons
المجموع 50 إلكترون كحد أقصي

ويمكن كتابة هذه المعلومات كالتالي : 5s^2 \mbox{ } 5p^6 \mbox{ } 5d^{10} \mbox{ } 5f^{14} \mbox{ } 5g^{18} (راجع بالأسفل لمعرفة نظام الكتابة)

تحت الأغلفة s,p,d,f ناتجة من ترتيب خطوط الطيف كالتالي : "حاد sharp"، "أساسي principal"، "مشوش diffuse"، "أصلي fundamental"، بناء على تركيبهم الدقيق. فعندما تم وصف أول أربعة أنواع للمدارات، كانوا تابعين لأسماء الخطوط، ولم يكن لهم أسماء. أما g فتم تسميته طبقا للترتيب الأبجدي الإنجليزى. الأغلفة التي لها أكثر من 5 تحت-غلاف غير ممكنة نظريا، حيث أن 5 تحت-اغلفة تغطى كل العناصر المكتشفة.

نظام الكتابة[عدل]

يستخدم الكيميائيون نظام قياسي لكتابة التركيب الإلكتروني. وفى هذا النظام يتم كتابة مختصر لإسماء العناصر والمدرات التي يحتويها بترتيب زيادة الطاقة. وكل تحت-غلاف "مدار" يتم وصفه بعدد الإلكترونات التي يحتويها.

ولبرهه، فإن الحالة الأرضية للهيدروجين بها إلكترون وحيد في تحت-الغلاف s للغلاف الأول، وعلى هذا فإن تركيبه يكتب كالتالي : 1s^1. الليثيوم يوجد به 2 إلكترون في تحت الغلاف 1s وإلكترون في 2s الأعلى طاقة وبذلك تكون تركيب حالته الأرضية يكون 1s^2 2s^1. الفسفور (الرقم الذري 15) يكون كالتالي : 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^3.

وللذرات التي بها إلكترونات عديدة، فإن هذا النظام لكتابة تركيبها الإلكتروني يكون أطول. ويتم اختصارها غالبا طبقا لأقرب غاز نبيل مماثل للمدارات الأولى الموجودة بالعنصر. فمثلا : يختلف الفوسفور عن النيون (1s^2 2s^2 2p^6) بوجود المدار n=3، وعلى هذا فإنه يتم تجاهل التوزيع الإلكتروني للنيون ويكتب التوزيع الإلكتروني للفسفور كالتالي : [Ne]3s^2 3p^3.

كما أن هناك نظام أكثر سهولة لكتابة التوزيع الإلكتروني بكتابة عدد الإلكترونات لكل غلاف كالتالي (الفسفور) : 2-8-5.

قاعدة أوف باو[عدل]

في الحالة الأرضية للذرة (الحالة التي توجد عليها بطبيعتها) يتبع التوزيع الإلكتروني قاعدة أوف باو. وطبقا لهذه القاعدة تدخل الإلكترونات في مستويات الطاقة الفرعية ذات الطاقة المخفضة أولا ثم تملأ الأعلى منها بعد ذلك، والترتيب الذي يتم ملئ المستويات الفرعية به كالتالي :

s p d f g
1   1
2   2 3
3   4 5 7
4   6 8 10 13
5   9 11 14 17 21
6   12 15 18 22
7   16 19 23
8   20 24

زوج الإلكترونات الذي له نفس الدوران يكون له طاقة أقل من زوج الإلكترونات الذي له دوران متعاكس. وحيث أن زوج الإلكترونات في نفس المدار يجب أن يكون لهما دوران متعاكس، فإن هذا يجعل الإلكترونات تفضل ملئ مدارات مختلفة فرادى على أن تتواجد كزوج في نفس المدار. وهذه الأفضلية توضح نفسها لو أن هناك مستوى فرعي له l>0 (مستوى فرعي به أكثر من مدار) أقل من الممتلئ، فمثلا، لو أن المستوى الفرعي p به 4 إلكترونات، فإن 2 إلكترون سيجبروا أن يشغلوا مدار واحد، و 2 إلكترون سيشغلوا 2 مدار، وسيكون دورانهم متساوي. أي أنه لا يتم ملئ مدارات أي مستوى فرعي بأزواج الإلكترونات إلا بعد ملئ مدارته المستقلة فرادى أولا، ويطلق على هذه الظاهرة قاعدة هوند.كن تطبيق قاعدة اوف باو، في الشكل المعدل، للبروتون والنيترون في نواة الذرة. (شاهد نموذج الغلاف للفيزياء النووية).

استثناءات قاعدة أوف باو[عدل]

المستوى الفرعي d النصف ممتليء أو الممتليء (أي به 5 أو 10 إلكترونات) يكون أكثر ثباتا من المستوى الفرعي s التالي له. فمثلا النحاس (عدد ذري 29) له التوزيع [Ar]4s^1 \mbox{ } 3d^{10}, وليس [Ar]4s^2 \mbox{ } 3d^9، كما قد يتوقع طبقا لقاعدة أوف باو. وبالمثل الكروم (عدد ذري 24) له التوزيع [Ar]4s^1 \mbox{ } 3d^5, وليس [Ar]4s^2 \mbox{ } 3d^4.

العنصر Z التوزيع الإلكتروني
Tin 22 1s^2 \mbox{ } 2s^2 \mbox{ } 2p^6 \mbox{ } 3s^2 \mbox{ } 3p^6 \mbox{ } 4s^2 \mbox{ } 3d^2
Vanadium 23 1s^2 \mbox{ } 2s^2 \mbox{ } 2p^6 \mbox{ } 3s^2 \mbox{ } 3p^6 \mbox{ } 4s^2 \mbox{ } 3d^3
Chromium 24  1s^2 \mbox{ } 2s^2 \mbox{ } 2p^6 \mbox{ } 3s^2 \mbox{ } 3p^6  4s^1 \mbox{ } 3d^5
Manganese 25  1s^2 \mbox{ } 2s^2 \mbox{ } 2p^6 \mbox{ } 3s^2 \mbox{ } 3p^6 \mbox{ } 4s^2 \mbox{ } 3d^5
Iron 26  1s^2 \mbox{ } 2s^2 \mbox{ } 2p^6 \mbox{ } 3s^2 \mbox{ } 3p^6 \mbox{ } 4s^2 \mbox{ } 3d^6
Cobalt 27  1s^2 \mbox{ } 2s^2 \mbox{ } 2p^6 \mbox{ } 3s^2 \mbox{ } 3p^6 \mbox{ } 4s^2 \mbox{ } 3d^7
Nickel 28  1s^2 \mbox{ } 2s^2 \mbox{ } 2p^6 \mbox{ } 3s^2 \mbox{ } 3p^6 \mbox{ } 4s^2 \mbox{ } 3d^8
Copper 29  1s^2 \mbox{ } 2s^2 \mbox{ } 2p^6 \mbox{ } 3s^2 \mbox{ } 3p^6 4s^1 \mbox{ } 3d^{10}
Zinc 30  1s^2 \mbox{ } 2s^2 \mbox{ } 2p^6 \mbox{ } 3s^2 \mbox{ } 3p^6 \mbox{ } 4s^2 \mbox{ } 3d^{10}
Gallium 31  1s^2 \mbox{ } 2s^2 \mbox{ } 2p^6 \mbox{ } 3s^2 \mbox{ } 3p^6 \mbox{ } 4s^2 \mbox{ } 3d^{10} \mbox{ } 4p^1

حيث Z = العدد الذري.

العلاقة بين التوزيع الإلكتروني وتكوين الجدول الدوري[عدل]

المقالة الرئيسية

التوزيع الإلكتروني متناسب مع تركيب الجدول الدوري. الخواص الكيميائية للذرات تعتمد بشدة على ترتيب الإلكترونات في غلافها الخارجي (بالرغم من وجود عوامل أخرى مثل نصف القطر الذري، الكتلة الذرية، ومدى سهولة الوصول للحالات الإلكترونية يساهم أيضا في كيمياء العناصر بزيادة الحجم الذري)

في العناصر الممثلة وهي التي تبدأ من المجموعات (1) و(2) و (12 إلى 18) تتوزع الكترونات المجال الخارجي بشكل مرتبط مع رقم المجموعة فمثلا في المجموعة 1 تحتوي جميع العناصر في مجالها الخارجي على الكترون واحد وجميع عناصر المجموعة 17 تحتوي في مجالها الخارجي على 7 الكترونات ماعدا عنصر الهيليوم في المجموعة 18 فانه لا يحتوي على 8 الكترونات في المجال الخارجي بل الكترونان راجع الجدول الدوري الحديث للعناصر ..

التوزيع الإلكتروني في الجزيئات[عدل]

في الجزيئات، يصبح الموقف أكثر تعقيدا، نظرا لأن كل جزيء له تركيب مداري مختلف. شاهد مدار جزيئي والاندماج الخطي للمدارات الجزيئية كمقدمة، الكيمياء الحسابية لمزيد من التفاصيل.

التوزيع الإلكتروني في المواد الصلبة[عدل]

في المادة الصلبة، يكون التوزيع الإلكتروني متغير كثيرا. فلا يوجد في حالة منفصلة ولكن يختلط مع النطاقات المستمرة للحالات (نطاق إلكتروني). وتصور التوزيع الإلكتروني الثابت قد توقف، وتم استخدام ما يسمى بنظرية النطاق.

شاهد أيضا[عدل]