موسوعة الكيمياء : التوزيع الإلكترونى ومستويات الطاقة

التوزيع الإلكترونى ومستويات الطاقة

المدارات الإلكترونية الذرية والجزيئية

فى الفيزياء الذرية ، التوزيع الإلكتروني هو ترتيب الإلكترونات فى الذرة ، الجزيء ، أو أى جسم أخر . وبالتحديد هو مكان تواجد الإلكترونات فى المدارات الذرية والجزيئية أو أى شكل من أشكال المدارات الإلكترونية .

لماذا التوزيع الإلكتروني

تصور التوزيع الإلكتروني تم توقعه بناءا على ثلاث حقائق :

1. فى الفراغ الضيق للذرة أو الجزيء ، فإن طاقة وخواص الإلكترون الأخرى تكون محددة كميا ، أو مقيدة لحالة محددة . وهذه الحالات يتم تعيينها بالمدارات الإلكترونية . وكل حالة بصفة عامة لها طاقة مختلفة عن أى حالة أخرى .
2. الإلكترونات هى فيرميونات وعلى هذا فهى تقع تحت مبدأ الإستبعاد لباولي ، والذى ينص على أنه لا يمكن لإثنين من الفيرميونات أن يشغلا نفس حالة الكم . فبمجردج شغل حالة بإلكترون ، فإن الإلكترون التالي يجب ان يشغل حالة مختلفة . فى الذرات ، يتم تحديد حالات الكم بأربعة أرقام للكم الرئيسي .
3. حالة الإلكترون تكون غير مستقرة لو أنه فى أى حالة غير حالة الطاقة الأقل . وفى وجود حالة طاقة أقل ، فإن الإلكترون فى زمن معين سينتقل لهذه الحالة ( وتنبعث منه الطاقة الزائدة فى شكل فوتونات ).

وكنتيجة لذلك ، أى نظام له توزيع إلكتروني واحد ثابت . ولو تم تركه فى حالة إتزان ، فسوف يكون له دائما هذا التوزيع ( يطلق عليه الحالة الأرضية ) ، وهذا بالرغم من أن الإلكترونات قد تكون مثارة مؤقتا لأى توزيع أخر .

ويتم تحديد التوزيع الإلكتروني لأى نظام بمداراته وعدد الإلكترونات الموجودة فيه . ولو هناك من يريد إستنتاج هذا التوزيع ، فيجب معرفة المدارات . وهذا سهل نسبيا للهيدروجين ، ولكنه معقد للذرات الأخرى ، وأكثر تعقيدا فى حالة الجزيئات .

التوزيع الإلكتروني فى الذرات

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

تلخيص أرقام الكم

يتم إعطاء حالة تواجد الإلكترون فى الذرة أربعة أرقام للكم . ثلاثة منها هى خواص المدار الذري الذى يوجد فيه ( يوجد شرح لاحق فى هذه المقالة )

• عدد الكم الرئيسي والذى يرمز له بالرمز n ويأخذ قيمة أى عدد صحيح أكبر من أو يساوي 1 . ويمثل الطاقة النهائية للمدار ، وبعده عن النواة .
• عدد الكم السمتي والذى يرمز له بالمز l ويأخذ أى قيمة عدد صحيح فى المدى . . ويحدد عزم المدار الزاوي .
• عدد الكم المغناطيسي والذى يرمز له بالرمز m ويأخذ أى قيمة صحيحة فى المدى . ويحدد هذا الرقم إزاحة الطاقة للمدار الذري تحت تأثير مجال مغناطيسي خارجي ( ظاهرة زيمان ) .

العزم المغناطيسي الحقيقي لدى القطبين للإلكترون فى مدار ذري ليس نتيجة لعزم الإلكترون الزاوي فقط ، ولكن أيضا من لف الإلكترون ، والذى يعبر عنه بعدد الكم اللفي . عدد الكم اللفي خاصية حيوية للإلكترون ولا تعتمد على الأرقام الأخرى . ويرمز لها بالرمز s وتأخذ فقط القيم +1/2 أو -1/2 ( أحيانا يرجع لها على أنها الدوران لأعلى أوأسفل )

الأغلفة وتحت الأغلفة "المدارات أو الأوربيتالات"

الحالات التى لها نفس قيم n متناسبة ويقال أنها تشغل نفس الغلاف الإلكتروني . الحالات التى لها نفس قيم n و l تكون متناسبة اكثر ، ويقال أنها تقع فى نفس تحت-غلاف الإلكتروني . ولو أن الحالات تتشابه أيضا فى قيم m فيقال أن لها نفس المدار الذري . ونظرا لأن الإلكترون له حالتان فقط للدوران ، فإن الأوربيتال الذري لا يمكن ان يحتوى على أكثر من 2 إلكترون ( مبدأ الإستبعاد 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 و p ويمكن أن يأخذ 8 إلكترونات ، n=3 له تحت غلاف s و p و d ويمكن أن يأخذ 18 إلكترون . وهكذا . ويمكن أن يلاحظ أن السعة النهائية لأى تحت-غلاف هى 2l+1 ولغلاف 2n2 .

مثال تطبيقي

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 :5s2 5p6 5d10 5f14 5g18 ( راجع بالاسفل لمعرفة نظام الكتابة )

تحت الأغلفة s,p,d,f ناتجة من ترتيب خطوط الطيف كالتالي : "حاد sharp" ، "أساسي principal" ، "مشوش diffuse" ، "أصلي fundamental" ، بناءا 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 التى لها أكثر من 5 تحت-غلاف غير ممكنة نظريا ، حيث أن 5 تحت-اغلفة تغطى كل العناصر المكتشفة .

نظام الكتابة

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

ولبرهه ، فإن الحالة الأرضية للهيدروجين بها إلكترون وحيد فى تحت-الغلاف s للغلاف الأول ، وعلى هذا فإن تركيبه يكتب كالتالي : 1s1 . الليثيوم يوجد به 2 إلكترون فى تحت الغلاف 1s وإلكترون فى 2s الأعلى طاقة وبذلك تكون تركيب حالته الأرضية يكون 1s22s1 . الفسفور ( الرقم الذري 15 ) يكون كالتالي : 1s22s22p63s23p3 .

وللذرات التى بها إلكترونات عديدة ، فإن هذا النظام لكتابة تركيبها الإلكتروني يكون أطول . ويتم إختصارها غالبا طبقا لأقرب غاز نبيل مماثل للمدارات الأولى الموجودة بالعنصر . فمثلا : يختلف الفوسفور عن النيون (1s22s22p6) بوجود المدار n=3 ، وعلى هذا فإنه يتم تجاهل التوزيع الإلكتروني للنيون ويكتب التوزيع الإلكتروني للفسفور كالتالي : [Ne]3s23p3.

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

قاعدة أوف باو

فى الحالة الأرضية للذرة ( الحالة التى توجد عليها بطبيعتها ) يتبع التوزيع الإلكتروني قاعدة أوف باو . وطبقا لهذه القاعدة تدخل الإلكترونات فى مستويات الطاقة الفرعية ذات الطاقة المخفضة أولا ثم تملأ الأعلى منها بعد ذلك ، والترتيب الذى 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 الذى نفس الدوران يكون له طاقة أقل من زوج الإلكترونات الذى له دوران متعاكس . وحيث أن زوج الإلكترونات فى نفس المدار يجب أن يكون لهما دوران متعاكس ، فإن هذا يجعل الإلكترونات تفضل ملئ مدارات مختلفة فرادى على أن تتواجد كزوج فى 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 . أى أنه لا يتم ملئ مدارات اى مستوى فرعي بأزواج الإلكترونات إلا بعد ملئ مدارته المستقلة فرادى أولا ، ويطلق على هذه الظاهرة قاعدة هوند .

ويمكن تطبيق قاعدة اوف باو ، فى الشكل المعدل ، للبروتون والنيترون فى نواة الذرة . ( شاهد نموذج الغلاف للفيزياء النووية ).

إستثناءات قاعدة أوف باو

المستوى الفرعي d النصف ممتليء أو الممتليء ( أى به 5 أو 10 إلكترونات ) يكون أكثر ثباتا من المستوى الفرعي s التالي له . فمثلا النحاس ( عدد ذري 29 ) له التوزيع [Ar]4s1 3d10, وليس [Ar]4s2 3d9 ، كما قد يتوقع طبقا لقاعدة أوف باو . وبالمثل الكروم ( عدد ذري 24 ) له التوزيع [Ar]4s1 3d5, وليس [Ar]4s2 3d4

العنصر	Z	التوزيع الإلكتروني
Tin	22	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2
Vanadium	23	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3
Chromium	24	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5
Manganese	25	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5
Iron	26	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
Cobalt	27	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d7
Nickel	28	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d8
Copper	29	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10
Zinc	30	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10
Gallium	31	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p1

حيث Z = العدد الذري

العلاقة بين التوزيع الإلكتروني وتكوين الجدول الدوري

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

عدد إلكترونات التكافؤ تحدد إلى أى دورة يتنتمى العنصر . كل غلاف من أغلفة الطاقة فى ذرات العناصر ينقسم إلى مستويات فرعية عديدة ، والتى تمتلئ بزيادة الرقم الذري للعناصر طبقا للترتيب التالي :

             1s 
2s           2p  
3s           3p  
4s        3d 4p  
5s        4d 5p  
6s     4f 5d 6p  
7s     5f 6d 7p  
8s  5g 6f 7d 8p  
...  

هذا الترتيب يماثل ترتيب الجدول الدوري . ونظرا لأن الألكترونات فى مستويات الطاقة الخارجية هى التى تحدد خواص العناصر الكيميائية ، فإن العناصر تميل لأن تكون متشابهه فى مجموعات الجدول الدوري . العناصر التى تلى بعضها فى مجموعة الجدول الدوري يكون لها خواص فيزيائية متشابهه بالرغم من الإختلاف الكبير بين كتلة كل منها . بينما العناصر التى تلى بعضها فى دورة الجدول الدوري يكون لها كتلة متشابهه ولكن تختلف فى خواصها الفيزيائية .

فمثلا ، يوجد بقرب النيتروجين ( N ) عنصر الكربون ( C ) والأكسجين ( O ) ( عند النظر للدورة ). وبغض النظر عن تقاربهم فى الكتلة ( مقدرا الإختلاف بينهم مجرد وحدات كتل ذرية محدودة ) ، فإن لهم خواص مختلفة تماما ، والذى يمكن ملاحظته عند النظر إلى خاصية التآصل : فمثلا عندما يكون الأكسجين ثنائى الذرة فهو غاز ويساعد على الإحتراق ، بينما النيتروجين ثنائي الذرة يكون غاز لا يساعد على الإشتعال ، والكربون صلب يمكن أن يحترق ( يمكن للماس أن يحترق .

وبالعكس ، فإنه بالقرب من الفلور ( Cl ) عند النظر للمجموعة ), فى المجموعات الأخيرة كل من الفلور ( F ) و البروم ( Br ) . وبغض النظر أيضا عن إختلافهم الكبير فى الكتلة فإن لهم خواص متقاربة للغاية . فهم جميعا عناصر تساعد على التآكل بشدة ( أى أنها ترتبط بسرعة مع الفلزات لتكون أملاح هاليدات الفلز ) ، الكلور والفلور غازات ، ولكن البروم سائل له درجة غليان منخفضة للغاية ، كما أن الكلور والبروم لهما لون

التوزيع الإلكتروني فى الجزيئات

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

التوزيع الإلكتروني فى المواد الصلبة

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

مستويات الطاقة

مستوى الطاقة فى الفيزياء الجزيئية وكيمياء الكم هى كمة من الطاقة لحالة ترابط ميكانيكية كمية . ويتم إستخدام المصطلح غلاف الطاقة كمرجع للتوزيع الإلكتروني فى الذرة أو الجزيء . وطبقا لنظرية الكم فإن الإلكترون يوجد فقط حالات " مدارات " معينة ، وعلى هذه فهناك أغلفة طاقة معينة يمكن أن تكون موجودة . أى أن هذا يعنى طاقة الكيف تكون فى شكل كمات ( شاهد الطيف المستمر لمزيد من التفاصيل ) . وطبقا لتعريفات طاقة الوضه التقليدية ، فإن طاقة الوضع تساوى صفر عند اللا نهاية ، مما يؤدى لوجود طاقة وضع سالبة لحالة ترابط الإلكترون .

ويقال على مستويات الطاقة أنها تنحل ، لو أن نفس مستوى الطاقة تم الوصول إليه باكثر من حالة كم ميكانيكية . وتسمي مستويات طاقة منحلة .

وبصفة عامة ، فإن حالة الطاقة الجزيئية ، أى حالة إيجن للهاملتونية الجزيئية هى ناتج للمكونات الإلكترونية ، واللإهتزازية ، والدورانية :

حيث Eelectronic هى قيمة متجه إيجن للهاملتونية الجزيئية الإلكترونية ( قيمة طاقة وضع السطح فى حالة الإتزان فى هندسة الجزيء .

ويتم تسمية أغلفة الطاقة الجزيئية طبقا مصطلحات الرموز الجزيئية .

والطاقة المحددة لهذه المكونات تتغير مع طاقة الحالة (المدار ) والمادة

التفاعلات التى تحدد طاقة إلكترون مرتبط فى ذرة مفردة

بفرض أن هناك إلكترون فى مدار ذري . طاقة حالته تكون غالبا محددة بقوى الجذب الكهرستاتيكية بين شحنة الإلكترون السالبة و شحنة النواة الموجبة ، ويمكن حسابها باستخدام عدد الكم الرئيسي n .

وعموما فإن هناك تفاعلات عديدة تؤدى لتغييرات بسيطة لمستوى الطاقة ، والتى يمكن حسابها عن طريق أعداد الكم الإلكترونية الأخرى ، l, ml, ms . وعند وصف الدالة الموجية للإلكترون بدقة أكثر ،’ يؤدى ذلك إلى إنقسام مستويات الطاقة وبالتالي تنحى فكرة إنحلال مستويات الطاقة.

القائمة التالية تعطى فكرة عامة لأهم التصحيحات لمستويات الطاقة.

حالة مدار مستوى الطاقة

مستوى الطاقة ينشأ من تفاعل القوى الكهرستاتيكية بين الإلكترون وشحنة نواة الذرة الموجبة ، ومن الطاقة الناشئة العزم الزاوي للإلكترون ( حركية ، مغناطيسية )

قيمتها النمطية 10...103 إلكترون فولت .

التفاعل الكهرستاتيكي بين الإلكترون والإلكترونات الأخرى

لو أن هناك أكثر من إلكترون حول النواة ، فإن التفاعل بين الإلكترونات وبعضها يؤدى لزيادة مستوى الطاقة . وغالبا ما يتم تجاهل هذه التفاعلات لو أن التداخل فى الفضاء لدالة الإلكترون الموجية قليل .

ظاهرة زيمان

عزم المدار الزاوي للإلكترون المقابل للعزم المغناطيسي ، يتفاعل مع المجال المغناطيسي الخارجى ( تفاعل كهرمغناطيسي) .

وتكون طاقة التفاعل : U = − μB with μ = qL / 2m

ظاهرة زيمان عند الإخذ فى الإعتبار اللف

وهنا يتم الأخذ فى الإعتبار كل من العزم ثنائي القطب الناتج من العزم الزاوي للمدار والعزم المغناطيسي الناتج من لف الإلكترون .

وتبعا للتأيد النسبي للتأثيرات ( معادلة ديراك ) ، فإن العزم الزاوي الناتج من لف الإلكترون μ = − μBgs حيث g معامل الجيرو-مغناطيسية (ويكون تقريبا 2). μ = μl + gμs وعلى هذا تصبح طاقة التفاعل UB = − μB = μBB(ml + gms).

فصل التركيب الدقيق

تأثير لف المدار ( شاهد التركيب الدقيق ) . وقيمته النمطية 10 − 3 إلكترون فولت .

التركيب الفائق الدقة

التزاوج بين اللف النووي ( شاهد التركيب فائق الدقة ) وقيمته النمطية 10 − 4 إلكترون فولت .

ظاهرة ستارك

التفاعل مع مجال كهربي خارجي ( شاهد ظاهرة ستارك )

ظاهرة باشين-باك

سلوك الذرة الكيميائي يرجع في الأصل بصورة كبيرة للتفاعلات بين الإلكترونات . والإلكترونات الموجودة في الذرة تكون في شكل إلكترونى محدد ومتوقع . وتقع الإلكترونات في أغلفة طاقة معينة طبقا لبعد تلك الأغلفة عن النواة ( راجع "التركيب الذري" ) . ويطلق على الإلكترونات الموجودة في الغلاف الخارجي إلكترونات التكافؤ ، والتى لها تأثير كبير على السلوك الكيميائي للذرة . والإلكترونات الداخلية تلعب دور أبضا ولكنه ثانوى نظرا لتأثير الشحنة الموجبة الموجودة في نواة الذرة .

كل غلاف من أغلفة الطاقة يتم ترتيبها تصاعديا بدأ من أقرب الاغلفة للنواة والذى يرقم برقم 1 ويمكن لكل غلاف أن يمتلئ بعدد معين من الإلكترونات طبقا لعدد المستويات الفرعية ونوع المدارات التى يحتويها هذا الغلاف :

· الغلاف الأول : من 1 : 2 إلكترون - مستوى فرعى s - عدد 1 مدار .

· الغلاف الثاني : من 2 : 8 إلكترون - مستوى فرعى p, s - عدد 4 مدارات .

· الغلاف الثالث : من 3 : 18 إلكترون - مستوى فرعى d, p, s - عدد 9 مدارات .

· الغلاف الرابع : من 4 : 32 إلكترون - مستوى فرعى f d, p, s - عدد 16 مدار .

يمكن تحديد كثافة الإلكترونات لأى غلاف طبقاً للمعادلة : 2 n2 حيث " n " هى رقم الغلاف ، ( رقم الكم الرئيسي )وتقو الإلكترونات بملئ مستويات الطاقة القريبة من النواة أولا . ويكون الغلاف الأخير الذى به الإلكترونات هو غلاف التكافؤ حتى لو كان يحتوى على إلكترون واحد .

وتفسير شغل أغلفة الطاقة الداخلية أولا هو أن مستويات طاقة الإلكترونات في الأغلفة القريبة من النواة تكون أقل بكثير من مستويات طاقة الإلكترونات في الأغلفة الخارجية . وعلى هذا لإنه في حالة وجود غلاف طاقة داخلى غير ممتلئ ، يقوم الإلكترون الموجود في الغلاف الخارجى بالتنقل بسرعة للغلاف الداخى (ويقوم بإخراج إشعاع مساوى لفرق الطاقة بين الغلافين).

تقوم الإلكترونات الموجودة في غلاف الطاقة الخارجى بالتحكم في سلوك الذرة عند عمل الروابط الكيميائية . ولذا فإن الذرات التى لها نفس عدد الإلكترونات في غلاف الطاقة الخارجي (إلكترونات التكافؤ) يتم وضعها في مجموعة واحدة في الجدول الدوري .المجموعة هى عبارة عن عامود في الجدول الدوري ، وتكون المجموعة الأولي هى التى تحتوى على إلكترون واحد في غلاف الطاقة الخارجي ، المجموعة الثانية تحتوي على 2 إلكترون ، المجموعة الثالثة تحتوي على 3 إلكترونات ، وهكذا . وكقاعدة عامة ، كلما قلت عدد الإلكترونات في مستوى في غلاف تكافؤ الذرة كلما زاد نشاط الذرة وعلى هذا تكون فلزات المجموعة الأولى أكثر العناصر نشاطا وأكثرها سيزيوم ، روبديوم ، فرنسيوم .

وتكون الذرة أكثر استقرارا ( أقل في الطاقة ) عندما يكون غلاف التكافؤ ممتلئ . ويمكن الوصول لهذا عن طريق الآتي: يمكن للذرة المساهمة بالإلكترونات مع ذرات متجاورة ( رابطة تساهمية ) . أو يمكن لها أن تزيل الإلكترونات من الذرات الأخرى ( رابطة أيونية ) . عملية تحريك الإلكترونات بين الذرات تجعل الذرات مرتبطة معا ، ويعرف هذا بالترابط الكيميائي وعن طريق هذا الترابط يتم بناء الجزيئات والمركبات الأيوينة . وتوجد خمس أنواع رئيسية للروابط :

· الرابطة الأيونية

· الرابطة التساهمية

· الرابطة التناسقية

· الرابطة الهيدروجينية

· الرابطة الفلزية