كيفية كتابة التوزيع الإلكتروني لأي ذرة عنصر

تنزيل المقال

تنزيل المقال

التوزيع الإلكتروني للذرة هو تمثيل رقمي لمدارات الإلكترون، والمدارات الإلكترونية هي المناطق مختلفة الأشكال حول نواة الذرة التي من المرجح –رياضيًا- أن تكون الإلكترونات موجودة بها. يمكن لتكوين الإلكترون أن يخبر القارئ بسرعة وببساطة عن عدد المدارات الإلكترونية للذرة وكذلك عدد الإلكترونات التي تملأ كل مداراتها. سوف تكون قادرًا على كتابة تلك التركيبات والتعامل مع امتحانات الكيمياء بثقة بمجرد فهم المبادئ الأساسية وراء توزيع الإلكترون.

الخطوات

طريقة 1

طريقة 1 من 2:

تحديد عدد الإلكترونات باستخدام الجدول الدوري

تنزيل المقال

1. 
   1
   ابحث عن العدد الذري. ترتبط كل ذرة بعدد محدد من الإلكترونات. حدد الرمز الكيميائي للذرة من على الجدول الدوري، والعدد الذري هو عدد صحيح موجب يبدأ بـ 1 (للهيدروجين) ويزيد بمقدار 1 لكل ذرة لاحقة، وهو عدد بروتونات الذرة وبالتالي هو أيضًا عدد الإلكترونات التي بدون شحنات في الذرة.
2. 2
   تحديد شحنة الذرة. تمتلك الذرات غير المشحونة عدد من الإلكترونات كما هو موضح في الجدول الدوري، أما الذرات المشحونة فلديها عدد أعلى أو أقل من الإلكترونات على أساس مقدار شحنتها. قم بإضافة أو طرح الإلكترونات من الذرة إذا كنت تتعامل مع ذرة مشحونة وفقًا للقانون التالي: أضف إلكترون واحد لكل شحنة سالبة واطرح إلكترون واحد لكل شحنة موجبة.

   • على سبيل المثال: ستنقص ذرة الصوديوم بها شحنة (1+) إلكترونًا واحدًا عن العدد الذري الأساسي، أي سنطرح واحدًا من 11، وبالتالي فإن ذرة الصوديوم تمتلك 10 إلكترونات إجمالًا.
3. 3
   احفظ القائمة الأساسية من المدارات. تقوم الذرة بملء مداراتها المتعددة وفقًا لترتيب معين بينما تكسب الإلكترونات. تحتوي كل مجموعة من المدارات على عدد متساوٍ من الإلكترونات عند اكتمالها، وهذه المجموعات المدارية هي:

   • تحتوي المجموعة المدارية S على مدار واحد، (وهي تحوي أي رقم من أرقام التوزيع الإليكتروني متبوعًا بـ "s"). يمكن للمدار الواحد أن يحمل إلكترونين كحد أقصى حسب نظرية الإقصاء لباول، لذلك فلكل مجموعة مدارية أن تحمل زوج واحد من الإلكترونات.
   • تحتوي المجموعة المدارية p على 3 مدارات وبالتالي يمكن أن تحمل ما مجموعه 6 من الإلكترونات.
   • تحتوي المجموعة المدارية d على 5 مدارات وبالتالي يمكن أن تحمل 10 إلكترونات.
   • تحتوي المجموعة المدارية f على 7 مدارات وبالتالي يمكن أن تحمل 14 إلكترونًا.
     بإمكانك أن تتذكر ترتيب تلك المدارات من خلال حفظ هذه الجملة بالإنجليزية وأخذ أول حرف من كل كلمة كالتالي:
     Sober Physicists Don't Find Giraffes Hiding In Kitchens، أو للتسهيل قم بحفظ ترجمتها للعربية كي تستحضر الجملة بالإنجليزية إلى ذهنك بسرعة: (الفيزيائيّ الواعي لا يرى الزراف في مطبخه).
     
     تستمر بعد ذلك المدارات بالترتيب الهجائيّ الإنجليزي بعد حرف الـ K مع تجاوز الحروف التي استخدمت بالفعل.
4. 4
   افهم رموز التوزيع الإلكتروني للذرة. تتم كتابة التوزيع الإليكتروني للذرة بحيث يظهر عدد الإلكترونات في الذرة وكذلك عدد الإلكترونات في كل مدار بوضوح. ويُكتب كل مدار بالتتابع مع كتابة عدد الإلكترونات في كل مدار في الجزء العلوي يمين اسم المدار؛ أي يتألف التوزيع النهائي للإليكترون من سلسلة واحدة من الأسماء المدارية والحروف فوقها.

   • على سبيل المثال؛ إليك توزيع إلكترون بسيط: 1s² 2s² 2p⁶. يدل هذا التوزيع على أن هنالك اثنان من الإلكترونات في المجموعة المدارية 1s واثنان في المجموعة المدارية 2S، وستة في المجموعة المدارية 2p،أي 2+2+6=10 إلكترونات إجمالًا. هذا التوزيع الإلكتروني هو لذرة النيون دون شحنات (العدد الذري للنيون هو 10).
5. 5
   احفظ ترتيب المدارات. لاحظ أن المجموعات المدارية مرقمة عن طريق مدار الإلكترون ومنظمة من حيث الطاقة. على سبيل المثال: 4s2 المشبع بالطاقة يعد الأقل طاقةً (أو أقل تقلبًا) من 3d10 المشبع جزئيًا أو المشبع كليًا، وبالتالي يتم ذكر مدار 4s أولًا. يمكنك ببساطة شغل المدارات بمجرد معرفة ترتيبها وفقًا لعدد الإلكترونات في الذرة. وبالتالي يكون لدينا ترتيب شغل المدارات كما يلي: 1s، 2s، 2p، 3s، 3p، 4s، 3d، 4p، 5s، 4d، 5p، 6s، 4f، 5d، 6p، 7s، 5f، 6d، 7p، 8s.

   • سيتم كتابة التكوين الإلكتروني للذرة لكل مدار مشبع بالكامل كالتالي: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d¹⁰ 5p⁶ 6s² 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6p⁶ 7s² 5f¹⁴ 6d¹⁰7p⁶
   • أعلى رقم ذري وتوزيع إليكتروني في الجدول الدوري يذهب للعنصر Og (أوغانيسون) 118، ولذا فكل أغلفته مشبعة؛ وبالتالي فإن توزيعه الإليكتروني به جميع المدارات المعروفة حتى الآن لذرة مشحونة.
6. 6
   املء المدارات وفقًا لعدد الإلكترونات في الذرة. على سبيل المثال، إذا كنا نريد أن نكتب التوزيع الإلكتروني لذرة كالسيوم غير مشحونة فسنبدأ من خلال العثور على العدد الذري لهذه الذرة من الجدول الدوري. عددها الذري هو 20، لذلك سنقوم بكتابة توزيع ذري لـ 20 إلكترونٍ وفقًا للترتيب أعلاه.

   • املء المدارات وفقًا للترتيب أعلاه حتى تصل إلى عشرين إلكترون بالتمام والكمال. يحصل المدار 1s على اثنين من الإلكترونات ويحصل 2s على اثنين ويحصل 2p على ستة و3S على اثنين و3P على ستة و4S على اثنين (2+2+6+2+6+2=20)، بالتالي يكون التوزيع الإلكتروني للكالسيوم: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s².
   • ملحوظة: يتغير مستوى الطاقة كلما انتقلنا لمستو أعلى، يعني على سبيل المثال، عندما تكون على وشك أن تصل إلى مستوى الطاقة الرابع فسيصبح 4S الأول ثم يليه 3d. عليك الانتقال بعد مستوى الطاقة الرابع إلى الخامس الذي يتبع نفس النظام بدوره. يحدث هذا فقط بعد مستوى الطاقة الثالث.
7. 7
   استخدم الجدول الدوري باعتباره اختصارًا مرئيًا أمامك. ربما تكون قد لاحظت بالفعل أن شكل الجدول الدوري يتوافق مع ترتيب مجموعات المدارات في عمليات التوزيع الإلكتروني. تنتهي –مثلًا- الذرات في العمود الثاني من اليسار دائمًا بـ"s²"، بينما تنتهي دائمًا الذرات أقصى يمين الجزء الأوسط الضيق بـ"d¹⁰," إلى آخره. استخدم الجدول الدوري كدليل مرئي لترتيب توزيع الإليكترونات على المدارات على حسب موقع كل ذرة في الجدول. تابع المكتوب أدناه:

   • يمثل العمودان أقصى اليسار -على وجه التحديد- الذرات التي ينتهي توزيعها الإليكتروني في المدار s، ويمثل الجزء الأيمن من الجدول الذرات التي ينتهي توزيعها الإليكتروني في المدار p، ويمثل الجزء الأوسط الذرات التي ينتهي توزيعها في المدار d، ويمثل الجزء الأسفل الذرات التي تنتهي في المدار f.
   • فكّر في سرّك عند كتابة التكوين الإلكتروني للكلور مثلًا: "نعم، هذه الذرة في الصف الثالث (أو "الدورة الثالثة") من الجدول الدوري، كما أنها في العمود الخامس من المجموعة المدارية p بالجدول، وبالتالي سينتهي توزيعها الإلكتروني بـ3p⁵
   • تحذير: تتوافق المناطق المدارية d وf من الجدول مع مستويات الطاقة التي تختلف عن المجال الذي تقع فيه. يتوافق مثلًا الصف الأول من الكتلة المدارية d مع المدار 3D على الرغم من أنها في الدورة الرابعة، في حين أن الصف الأول من المدار f يتوافق مع المدار 4F على الرغم من أنه في الدورة السادسة.
8. 8
   تعلم الاختزال لكتابة التركيبات الإلكترونية الطويلة. تسمى الذرات على طول الحافة اليمنى من الجدول الدوري الغازات الخاملة؛ أي أن هذه العناصر مستقرة كيميائيًا جدًا. اكتب الرمز الكيميائي لأقرب غاز كيميائي يحتوي على عدد أقل من الإلكترونات من عنصرك بين قوسين، ثم استمر في التوزيع الإلكتروني للمجموعات المدارية التالية لتقصير عملية كتابة التوزيع الإلكتروني الطويلة لهذا العنصر. تابع معنا المكتوب أدناه:

   • قم بنفسك بكتابة التوزيع الإليكتروني لذرة ما لتستوعب الأمر. فلنكتب معًا توزيع الزنك (العدد الذري له 30) باستخدام اختصار الغاز الخامل. التوزيع الإلكتروني الكامل للزنك هو: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰، لاحظ هنا أن 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ هو نفس تكوين الأرجون (الغاز الخامل)، استبدل إذن هذا الجزء من التوزيع الإلكتروني للزنك بالرمز الكيميائي للأرجون بين قوسين هكذا ([Ar]).
   • لتكون الصيغة المختصرة المكتوبة للتوزيع الإليكتروني للزنك هي: [Ar]4s² 3d¹⁰.

طريقة 2

طريقة 2 من 2:

استخدام الجدول الدوري البديل (ADOMAH)

تنزيل المقال

1. 
   1
   فهم الجدول الدوري البديل (ADOMAH). لا يتطلب هذا الأسلوب من كتابة التوزيع الإلكتروني عناء الحفظ، إنما يتطلب استخدام جدول دوري بديل كـ ADOMAH، هذا لأن الأرقام الدورية بدءًا من الصف الرابع لا تتوافق مع المدارات الإليكترونية في الجدول الأصلي. ابحث عن الجدول الدوري المُعدّل ADOMAH، وهو نوع خاص من الجدول الدوري صممه العالم فاليري تسيمرمان. يمكنك العثور عليه بسهولة عبر البحث السريع عبر الإنترنت.

   • تمثل الصفوف الأفقية في هذا الجدول مجموعات العناصر، مثل: الهالوجينات والغازات الخاملة والفلزات القلوية والأتربة القلوية وما إلى ذلك، كما تتطابق الأعمدة الرأسية مع مدارات الإلكترون وتسمى "سلسلة تعاقبية" (أي خطوط قطرية تربط المجموعات s و p و d و f) تقابل المجالات.
   • كما يتم نقل الهليوم بجانب الهيدروجين، لأن كلًا منهم يتميز بالمدار S1، ويتم عرض مجموعة المجالات ( s وp وd وf) على الجانب الأيمن وتظهر أرقام المدارات في القاعدة، مع عرض العناصر في صناديق مستطيلة مرقمة من 1 إلى 120؛ وهي الأرقام الذرية العادية التي تمثل العدد الإجمالي للإلكترونات في الذرة المحايدة.
2. 2
   ابحث عن الذرة في الجدول المُعدّل ADOMAH. حدد موقع رمز العنصر في جدول ADOMAH المُعدّل واستبعد جميع العناصر التي لديها أرقام ذرية أعلى لكتابة التوزيع الإلكتروني له. على سبيل المثال، إذا كنت بحاجة إلى كتابة التوزيع الإلكتروني للإربيوم (68)، فاستبعد العناصر من 69 إلى 120.

   • لاحظ أن الأرقام من 1 إلى 8 في قاعدة الجدول هي أرقام مدارات الإلكترون أو أرقام الأعمدة، وتجاهل الأعمدة التي تحتوي على عناصر مستبعدة فقط كما وضحنا، لتجد أن أعمدة الأربيوم المتبقية هي 1 و2 و3 و4 و5 و6.
3. 3
   عد المجموعات المدارية حتى تصل إلى الذرة المقصودة. انظر إلى مجموعة الرموز المعروضة على الجانب الأيمن من الجدول (s و p و d و f) وعلى أرقام الأعمدة الموضحة في القاعدة وتجاهل الخطوط القطرية بين المجموعات، ثم قم بتفكيك الأعمدة في مجموعات عمودية وإدراجها في الترتيب من أسفل إلى لأعلى. تجاهل -مرة أخرى- كتل الأعمدة التي تم استبعاد جميع عناصرها، واكتب المجموعات العمودية بدءًا من رقم العمود متبوعًا برمز المجموعة، مثل هذا: s1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (في حالة الإربيوم).

   • ملحوظة: كُتب التوزيع الإلكتروني أعلاه للإربيوم بحسب الترتيب التصاعدي لأرقام المدارات، ويمكن أيضًا أن يُكتب حسب ترتيب شغل المدار. ما عليك سوى اتباع التعاقب من الأعلى إلى الأسفل بدلًا من الأعمدة عند كتابة مجموعات الأعمدة: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d¹⁰ 5p⁶ 6s² 4f¹².
4. 4
   عد الإلكترونات لكل مجموعة مدارية. قم بعدّ العناصر التي لم يتم استبعادها في كل عمود من الأعمدة مع تعيين إلكترون واحد لكل عنصر، ثم قم بكتابة الناتج بجوار رمز كل مجموعة عمودية، مثل: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s² 4p⁶ 4d¹⁰ 4f¹² 5s² 5p⁶ 6s² وهو التوزيع الإليكتروني للإيبيريوم.
5. 5
   اعرف التركيبات الإلكترونية الشاذة. هنالك ثمانية عشر من الاستثناءات الشائعة للتركيبات الإلكترونية للذرات في أدنى مستوى للطاقة والتي تسمى أيضًا بالحالة الأرضية، وهي لا تحيد عن القاعدة العامة إلا بمواقع آخر إلكترونين أو ثلاثة. يبقي التوزيع الإلكتروني الفعلي للإلكترونات –في هذه الحالة- في حالة طاقة أقل مما هو الحال في التوزيع القياسي للذرة. الذرات الشاذة هي:

   • Cr (..., 3d5, 4s1); Cu (..., 3d10, 4s1); Nb (..., 4d4, 5s1); Mo (..., 4d5, 5s1); Ru (..., 4d7, 5s1); Rh (..., 4d8, 5s1); Pd (..., 4d10, 5s0); Ag (..., 4d10, 5s1); La (..., 5d1, 6s2); Ce (..., 4f1, 5d1, 6s2); Gd (..., 4f7, 5d1, 6s2); Au (..., 5d10, 6s1); Ac (..., 6d1, 7s2); Th (..., 6d2, 7s2); Pa (..., 5f2, 6d1, 7s2); U (..., 5f3, 6d1, 7s2); Np (..., 5f4, 6d1, 7s2) and Cm (..., 5f7, 6d1, 7s2).

أفكار مفيدة

• تكون الذرة عبارة عن أيون عندما لا يتساوى عدد البروتونات مع عدد الإلكترونات، وغالبًا ما يتم عرض شحنة الذرة في الزاوية اليمنى العليا من الرمز الكيميائي، لذلك، فإن ذرة الأنتيمون ذات الشحنة +2 لها التوزيع الإلكتروني التالي: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d¹⁰ 5p¹. ولاحظ أن المدار 5p³ قد تحوّل إلى 5p¹. تأكد ألا ينتهي التوزيع الإليكتروني لذرة غير مشحونة في أي مدار غير الـ S والـ P. ليس بإمكانك نقل الإليكترونات إلا من مدارات التكافؤ (S وp)، أي إن كان التوزيع ينتهي ب 4s² 3d⁷، وحصلت الذرة على شحنة +2، فسيتغير التكوين لينتهي بـ 4s⁰ 3d⁷. لاحظ أن 3d⁷ لم يتغير وبدلًا من ذلك يتم فقدان الإلكترونات من المدار s.
• كل ذرة ترغب في أن تكون مستقرة، وتأتي التركيبات الأكثر استقرارًا عن طريق اكتمال المدارات S وs2)P و (p6، والغازات الخاملة هي من له هذا التركيب، وهذا هو السبب في أنها نادرًا ما تكون متفاعلة و تقع على الجانب الأيمن من الجدول الدوري، المهم إذا كان التوزيع ينتهي بـ 3p⁴ فإنه يحتاج فقط لاثنين من الإلكترونات ليصبح مستقرًا (فقدان ستة بما في ذلك إلكترونات المجموعة المدارية s يأخذ المزيد من الطاقة، لذا ففقدان أربعة أسهل)، وإذا كان التوزيع ينتهي بـ 4d³ فإنه يحتاج فقط إلى فقدان ثلاثة إلكترونات للوصول إلى حالة مستقرة. أيضًا المدارات نصف المشبعة (s1، p3، d5 ..) أكثر استقرارًا من p4 أو p2، و S2 و P6 أكثر استقرارًا منهما وهكذا.
• يمكنك أيضًا كتابة التوزيع الإلكتروني لعنصر عن طريق كتابة التوزيع المُكافئ له الذي عبارة عن آخر مجموعة من المدارين s و p، بالتالي سيكون توزيع التكافؤ لذرة الأنتيمون: 5s² 5p³.
• الأيونات مختلفة؛ فهي أصعب بكثير. تخطى المستويين العلويين من هذه المقالة واتبع نفس النمط اعتمادًا على المكان الذي بدأت اعتمادًا على مدى ارتفاع أو انخفاض عدد الإلكترونات.
• أضف كل الأرقام التي تتبع الحروف (s، p، d، وf) للعثور على العدد الذري للذرة عندما تكون في شكل التوزيع الإلكتروني. يصلح هذا فقط إذا كانت الذرة محايدة ولا يصلُح إذا كانت أيون، وبالتالي سوف يكون عليك إضافة أو طرح العديد من الإلكترونات التي تمت إضافتها أو فقدها.
• الرقم التالي للحرف هو في الواقع مكتوب فوق الخط، لذلك لا تقع في هذا الخطأ في الاختبار.
• هناك طريقتان مختلفتان لكتابة التركيبات الإلكترونية: فيمكن كتابتها بترتيب أرقام المدارات المتصاعدة، أو يمكن كتابتها بترتيب الإشباع المداري كما هو موضح أعلاه للإربيوم.
• يحتاج الإليكترون بعض الأحيان لما يسمّى بالـ"تدعيم"، أي عندما تفتقد المجموعة المدارية لإلكترون واحد لتصبح نصف مشغولة أو مشغولة تمامًا فنقوم بإزلة إلكترون واحد من أقرب مجموعة مدارية s أو p لننقله إلى المجموعة المدارية التي تحتاج إلى الإلكترون.
• لا يوجد شيء مثل "استقرار المستوى الفرعي نصف المشبع" لأنه مبسط، ويعزى أي استقرار يتعلق بالمستويات الفرعية نصف المشبعة إلى أن كل مدار مشغول فرديًا وبالتالي يتم تقليل تنافر الإلكترونات.