ما هو التكوين الإلكتروني الخارجي؟

ال التكوين الإلكتروني, وتسمى أيضًا التركيب الإلكتروني ، هو ترتيب الإلكترونات في مستويات الطاقة حول النواة الذرية.

وفقًا للنموذج الذري القديم لبهر ، تشغل الإلكترونات عدة مستويات في مدارات حول النواة ، من الطبقة الأولى الأقرب إلى النواة ، K ، إلى الطبقة السابعة ، Q ، والتي هي الأبعد من النواة..

فيما يتعلق بالنموذج الميكانيكي الكمومي الأكثر تنقيلا ، تنقسم طبقات K-Q إلى مجموعة من المدارات ، لا يمكن شغل كل منها بما لا يزيد عن زوج واحد من الإلكترونات (Encyclopædia Britannica ، 2011).

عادةً ما يتم استخدام التكوين الإلكتروني لوصف مدارات الذرة في حالتها الأرضية ، ولكن يمكن استخدامه أيضًا لتمثيل ذرة تم تأينها في كاتيون أو أنيون ، تعويضا عن فقد أو كسب الإلكترونات في المدارات الخاصة بكل منها..

يمكن ربط العديد من الخصائص الفيزيائية والكيميائية للعناصر بتكويناتها الإلكترونية الفريدة. إلكترونات التكافؤ ، الإلكترونات في الطبقة الخارجية ، هي العامل الحاسم للكيمياء الفريدة للعنصر.

المفاهيم الأساسية للتكوينات الإلكترونية

قبل تعيين إلكترونات ذرة على المدارات ، يجب أن يتعرف المرء على المفاهيم الأساسية للتكوينات الإلكترونية. يتكون كل عنصر من عناصر الجدول الدوري من ذرات تتكون من بروتونات ونيوترونات وإلكترونات.

تظهر الإلكترونات شحنة سالبة وتوجد حول نواة الذرة في مدارات الإلكترون ، ويُعرَّف بأنه حجم الفضاء الذي يمكن العثور فيه على الإلكترون ضمن احتمال 95 ٪.

الأنواع الأربعة المختلفة من المدارات (s و p و d و f) لها أشكال مختلفة ، ويمكن أن يحتوي المدار على إلكترونين كحد أقصى. المدارات p و d و f لها مستويات فرعية مختلفة ، لذا فقد تحتوي على مزيد من الإلكترونات.

كما هو موضح ، التكوين الإلكتروني لكل عنصر فريد لموضعه في الجدول الدوري. يتم تحديد مستوى الطاقة حسب الفترة ويتم إعطاء عدد الإلكترونات بواسطة العدد الذري للعنصر.

تشبه المدارات في مستويات الطاقة المختلفة بعضها البعض ، ولكنها تحتل مناطق مختلفة في الفضاء.

يمتلك المداران الأول والثاني المداريان خصائص المدار (العقد الشعاعية ، احتمالات الحجم الكروي ، ويمكنهما فقط احتواء إلكترونين ، إلخ). ولكن ، كما وجدت في مستويات الطاقة المختلفة ، فإنها تشغل مساحات مختلفة حول النواة. يمكن تمثيل كل مدار بواسطة كتل محددة في الجدول الدوري.

الكتلة s هي منطقة الفلزات القلوية بما في ذلك الهيليوم (المجموعتان 1 و 2) ، والكتلة d هي الفلزات الانتقالية (المجموعات 3 إلى 12) ، بلوك هي عناصر المجموعة الرئيسية للمجموعات من 13 إلى 18 ، و الكتلة f هما سلسلة اللانثانيد والأكتينيد (Faizi ، 2016).

الشكل 1: عناصر الجدول الدوري وفتراتها التي تختلف وفقًا لمستويات الطاقة في المدارات.

مبدأ أوفباو

Aufbau يأتي من الكلمة الألمانية "Aufbauen" والتي تعني "بناء". في الجوهر ، عند كتابة تكوينات الإلكترون ، فإننا نبني مدارات الإلكترون ونحن ننتقل من ذرة إلى أخرى.

بينما نكتب التكوين الإلكتروني للذرة ، سنملأ المدارات بترتيب متزايد للعدد الذري.

ينشأ مبدأ Aufbau من مبدأ استبعاد Pauli الذي ينص على أنه لا توجد فرمتان (مثل الإلكترونات) في الذرة. قد يكون لديهم نفس مجموعة الأرقام الكمية ، لذلك عليهم "التراص" عند مستويات طاقة أعلى.

كيف تتراكم الإلكترونات هو موضوع تكوينات الإلكترون (مبدأ Aufbau ، 2015).

تحتوي الذرات المستقرة على العديد من الإلكترونات مثلها مثل البروتونات الموجودة في النواة. تتجمع الإلكترونات حول النواة في المدارات الكمومية وفقًا لأربع قواعد أساسية تسمى مبدأ Aufbau.

1. لا يوجد إلكترونان في الذرة يتقاسمان نفس الأرقام الكمية الأربعة n و l و m و s.
2. ستشغل الإلكترونات المدارات ذات أدنى مستوى طاقة أولاً.
3. سوف تملأ الإلكترونات دائمًا المدارات بنفس رقم الدوران. عندما تكون المدارات ممتلئة ، ستبدأ.
4. سوف تملأ الإلكترونات المدارات بمجموع الأعداد الكمومية n و l. سيتم ملء المدارات ذات القيم المساوية لـ (n + l) أولاً بقيم n الأدنى.

القواعد الثانية والرابعة هي نفسها أساسا. مثال على القاعدة الرابعة سيكون المدارات 2p و 3s.

المدار 2p هو n = 2 و l = 2 و المدار 3s هو n = 3 و l = 1. (N + l) = 4 في كلتا الحالتين ، ولكن المدار 2p له أدنى طاقة أو أدنى قيمة n وسيتم ملؤه قبل طبقة 3S.

لحسن الحظ ، يمكن استخدام مخطط Moeller الموضح في الشكل 2 لملء الإلكترونات. تتم قراءة الرسم البياني عن طريق تنفيذ الأقطار من 1s.

الشكل 2: مخطط مولر لملء التكوين الإلكتروني.

يوضح الشكل 2 المدارات الذرية والسهام تتبع المسار المتبع.

الآن ومن المعروف أن ترتيب المدارات ممتلئ ، فإن الشيء الوحيد المتبقي هو حفظ حجم كل مدارات.

المدارات S لها 1 قيمة ممكنة من m_ل لاحتواء 2 إلكترونات

المدارات P لها 3 قيم ممكنة لـ m_ل لاحتواء 6 إلكترونات

المدارات D لها 5 قيم ممكنة لـ m_ل لاحتواء 10 إلكترونات

المدارات F لها 7 قيم ممكنة لـ m_ل لاحتواء 14 إلكترون

هذا هو كل ما هو مطلوب لتحديد التكوين الإلكتروني لذرة مستقرة لعنصر ما.

على سبيل المثال ، خذ عنصر النيتروجين. يحتوي النيتروجين على سبعة بروتونات وبالتالي سبعة إلكترونات. أول المدار لملء هو المداري 1S.

لدى المدار إلكترونان ، لذلك تبقى خمسة إلكترونات. المداري التالي هو المداري 2s ويحتوي على الاثنين المقبلين. ستذهب الإلكترونات النهائية الثلاثة إلى المدار 2p الذي يمكن أن يحتوي على ستة إلكترونات (Helmenstine، 2017).

أهمية التكوين الإلكتروني الخارجي

تلعب التكوينات الإلكترونية دورًا مهمًا في تحديد خصائص الذرات.

جميع ذرات المجموعة نفسها لها نفس التكوين الإلكتروني الخارجي باستثناء الرقم الذري n ، وهذا هو السبب في أن لديهم خصائص كيميائية مماثلة.

تشمل بعض العوامل الرئيسية التي تؤثر على الخواص الذرية حجم أكبر المدارات المشغولة ، وطاقة المدارات ذات الطاقة الأعلى ، وعدد الوظائف الشاغرة المدارية وعدد الإلكترونات الموجودة في مدارات الطاقة الأعلى (تكوينات إلكترونية و خصائص الذرات ، SF).

يمكن أن ترتبط معظم الخواص الذرية بدرجة الانجذاب بين الإلكترونات الخارجة عن النواة وعدد الإلكترونات في الطبقة الإلكترون الأبعد ، وعدد الإلكترونات التكافلية.

إلكترونات الطبقة الخارجية هي تلك التي يمكن أن تشكل روابط كيميائية تساهمية ، وتلك التي لديها القدرة على التأين لتشكيل الكاتيونات أو الأنيونات وهي تلك التي تعطي حالة الأكسدة للعناصر الكيميائية (خان ، 2014).

وسوف تحدد أيضا نصف قطرها الذري. عندما يصبح n أكبر ، يزداد نصف القطر الذري. عندما تفقد ذرة إلكترون ، سيكون هناك انكماش في نصف القطر الذري بسبب انخفاض الشحنة السالبة حول النواة.

إلكترونات الطبقة الخارجية هي تلك التي تؤخذ في الاعتبار من خلال نظرية رابطة التكافؤ ، ونظرية المجال البلوري والنظرية المدارية الجزيئية للحصول على خصائص الجزيئات وتهجين الروابط (Bozeman Science، 2013).

مراجع

1. مبدأ Aufbau. (2015 ، 3 يونيو). تم الاسترجاع من chem.libretexts: chem.libretexts.org.
2. بوزمان العلوم. (2013 ، أغوتو 4). تكوين الإلكترون. مأخوذة من youtube: youtube.com.
3. تكوينات الإلكترون وخصائص الذرات. (وس. ف.). مأخوذة من oneonta.edu: oneonta.edu.
4. موسوعة بريتانيكا. (2011 ، 7 سبتمبر). التكوين الإلكتروني. مأخوذة من بريتانيكا: britannica.com.
5. فايزي ، س. (2016 ، 12 يوليو). التكوينات الإلكترونية. مأخوذة من chem.libretexts: chem.libretexts.org.
6. هيلمينستاين ، ت. (2017 ، 7 مارس). مبدأ Aufbau - الهيكل الإلكتروني ومبدأ Aufbau. مأخوذة من thinkco: thoughtco.com.
7. خان ، س. (2014 ، 8 يونيو). إلكترونات التكافؤ والترابط. مأخوذة من خاناتشاديمي: khanacademy.org.