الاتجاهات الدورية: الشحنة النووية الفعالة والحجم والطاقة

الشحنة النووية الفعالة والحجب

لا يشعر الإلكترون الخارجي بالشحنة النووية الكاملة Z. فالإلكترونات الأقرب إلى النواة تلغيها جزئيًا، ويوصف صافي الجذب بالشحنة النووية الفعالة، Zeff = Z − S، حيث S ثابت الحجب. والإلكترونات الداخلية، في مستويات الطاقة الأدنى، تحجب جيدًا. أما الإلكترونات في مستوى الطاقة نفسه فتحجب ضعيفًا، لأنها في المتوسط ليست أقرب إلى النواة من الإلكترون المعني.

يعدّ التقدير التقريبي الإلكترونات الداخلية فقط. فالصوديوم (Z = 11) والكلور (Z = 17) لكل منهما 10 إلكترونات داخلية، لذا يشعر إلكترون 3s في الصوديوم بنحو +1 وإلكترونات 3p في الكلور بنحو +7. وتحسّن قواعد سلاتر ذلك. فبالنسبة إلى إلكترون في مستوى فرعي ns أو np، يضيف كل إلكترون آخر في المستويين الفرعيين ns وnp نفسيهما 0.35 إلى S (0.30 داخل 1s)، ويضيف كل إلكترون في المستوى الرئيسي n − 1 قيمة 0.85، ويضيف كل إلكترون في مستويات أعمق 1.00.

المثال المحلول 1. بالنسبة إلى إلكترون 3s في الصوديوم، S = 8(0.85) + 2(1.00) = 8.80، فيكون Zeff = 11 − 8.80 = 2.20. وبالنسبة إلى أحد إلكترونات 3p في الكلور، S = 6(0.35) + 8(0.85) + 2(1.00) = 10.90، فيكون Zeff = 17 − 10.90 = 6.10. وعبر الدورة 3 يعوّض الإلكترون المضاف في المستوى نفسه جزئيًا فقط كل بروتون مضاف، لذا يرتفع Zeff من اليسار إلى اليمين بينما يبقى n عند 3.

نصف القطر الذري والأيونات المتماثلة إلكترونيًا

ينقص نصف القطر الذري عبر الدورة لأن Zeff يزداد بينما تبقى الإلكترونات الخارجية في مستوى الطاقة نفسه، فتنجذب أقرب. ويزداد نزولًا في المجموعة لأن كل دورة تضيف مستوى طاقة، فتوضع الإلكترونات الخارجية أبعد، بينما يتغير Zeff قليلًا نسبيًا. وأكبر الذرات في أسفل يسار الجدول وأصغرها في أعلى يمينه.

الكاتيون أصغر من ذرته الأم: ففقدان الإلكترونات يقلل التنافر، وفي كاتيونات العناصر الرئيسية يُفرغ عادةً مستوى الطاقة الخارجي. والأنيون أكبر من ذرته الأم، لأن الإلكترون المضاف يزيد التنافر بينما تبقى الشحنة النووية كما هي.

المثال المحلول 2. رتّب N³⁻ وO²⁻ وF⁻ وNa⁺ وMg²⁺ وAl³⁺ بحسب نصف القطر. عُدّ الإلكترونات أولًا: 7 + 3 و8 + 2 و9 + 1 و11 − 1 و12 − 2 و13 − 3 كلها تساوي 10، لذا فلكل أيون توزيع النيون 1s² 2s² 2p⁶. ومع تطابق أعداد الإلكترونات، يكون الفرق الوحيد هو الشحنة النووية التي ترتفع من 7 إلى 13. والمزيد من البروتونات يشدّ سحابة الإلكترونات نفسها بقوة أكبر، فيكون الترتيب N³⁻ > O²⁻ > F⁻ > Na⁺ > Mg²⁺ > Al³⁺.

طاقة التأين الأولى واستثناءاتها في المستويات الفرعية

طاقة التأين الأولى هي الطاقة اللازمة لنزع الإلكترون الأضعف ارتباطًا من ذرة غازية: X(g) → X⁺(g) + e⁻. وهي تزداد عمومًا عبر الدورة، إذ يرتفع Zeff ويصغر نصف القطر، وتنقص نزولًا في المجموعة. ويورد NIST طاقات التأين بالإلكترون فولت لكل ذرة؛ والضرب في 96.485 kJ/mol لكل eV يحوّلها إلى وحدات مولية.

بعد التحويل من قاعدة بيانات NIST للأطياف الذرية، قيم الدورة 2 هي Li 520.2 وBe 899.5 وB 800.6 وC 1086.5 وN 1402.3 وO 1313.9 وF 1681.0 وNe 2080.7 kJ/mol. وتسير خطوتان في الاتجاه المعاكس. البورون أدنى من البريليوم لأن إلكترونه الأبعد في 2p، وهو أعلى طاقة ويحجبه جزئيًا زوج 2s. والأكسجين أدنى من النيتروجين لأن إلكترونه الرابع في 2p يجب أن يزدوج في فلك مشغول، والتنافر الإضافي يسهّل نزعه.

يظهر الانخفاضان نفسهما في الدورة 3: الألومنيوم (577.5 kJ/mol) أدنى من المغنيسيوم (737.7 kJ/mol)، والكبريت (999.6 kJ/mol) أدنى من الفوسفور (1011.8 kJ/mol). ويبيّن النمط المتكرر أنه ناتج عن بنية المستويات الفرعية لا عن عنصر شاذ واحد.

طاقات التأين المتتالية وإلكترونات التكافؤ

كل طاقة تأين متتالية أكبر من السابقة، لأن كل إلكترون يغادر من أيون موجب بصورة متزايدة. وحجم كل قفزة هو المعلومة المفيدة. فالزيادة المعتدلة تعني أن الإلكترون التالي يأتي من مستوى التكافؤ نفسه؛ والقفزة الكبيرة جدًا تعني أنه يجب أن يأتي من القلب، الأقرب إلى النواة والأقل حجبًا بكثير.

المثال المحلول 3. يعطي NIST طاقات التأين الثلاث الأولى للمغنيسيوم 7.646 و15.035 و80.144 eV. بالتحويل: 7.646 eV × 96.485 kJ/(mol·eV) = 737.7 kJ/mol؛ 15.035 × 96.485 = 1450.7 kJ/mol؛ 80.144 × 96.485 = 7732.7 kJ/mol. النسبة IE₂/IE₁ هي 1450.7 / 737.7 = 1.97، لكن IE₃/IE₂ هي 7732.7 / 1450.7 = 5.33. وتبيّن القفزة الكبيرة بعد الإلكترون الثاني أن للمغنيسيوم إلكترونَي تكافؤ، [Ne] 3s²، وتفسر لماذا يكوّن Mg²⁺ لا Mg³⁺ في الكيمياء المعتادة.

يُظهر الصوديوم القفزة قبل ذلك بخطوة. فطاقة تأينه الثانية، 4562.4 kJ/mol، تبلغ نحو 9.2 أمثال الأولى، 495.8 kJ/mol، لأن الإلكترون الثاني يجب أن يأتي من قلب 2p.

الألفة الإلكترونية والسالبية الكهربائية

تصف الألفة الإلكترونية تغير الطاقة عندما تكتسب ذرة غازية إلكترونًا: X(g) + e⁻ → X⁻(g). وتختلف اصطلاحات الإشارة. فبعض الكتب، ومنها OpenStax، تذكر تغير الطاقة، وهو سالب عند انطلاق طاقة؛ وتذكر كتب أخرى الطاقة المنطلقة عددًا موجبًا. تحقق من الاصطلاح قبل مقارنة القيم. وفيما عدا الغازات النبيلة، تُطلق الذرات نحو يمين الدورة أكبر طاقة، لأن Zeff العالية فيها تجذب الإلكترون الوارد بقوة.

الألفة الإلكترونية أقل انتظامًا من طاقة التأين. يُطلق الكلور طاقة أكبر من الفلور، نحو 349 kJ/mol مقابل 328 kJ/mol، استنادًا إلى قيم NIST Chemistry WebBook البالغة 3.613 و3.401 eV. فالإلكترون المضاف في مستوى 2p المدمج في الفلور يواجه تنافرًا أقوى. أما البريليوم والنيتروجين والغازات النبيلة فليس لها ميل يُذكر إلى تكوين أنيونات غازية مستقرة، لأن الإلكترون المضاف سيدخل مستوى فرعيًا أعلى أو يزدوج في مستوى نصف ممتلئ.

السالبية الكهربائية هي قدرة ذرة في جزيء على جذب إلكترونات الرابطة. وعلى خلاف طاقة التأين، لا تُقاس على ذرة معزولة؛ بل تُشتق من طاقات الروابط أو بيانات أخرى، ومقياس باولنغ هو الأوسع استخدامًا. الفلور هو الأعلى، بنحو 4.0. وتزداد السالبية الكهربائية عبر الدورة وتنقص نزولًا في المجموعة، لذا تنخفض قطبية الرابطة من H–F مرورًا بـ H–Cl وH–Br إلى H–I.

الأخطاء الشائعة في تفسير الاتجاهات الدورية

تُقيَّم أسئلة الاتجاهات عادةً بحسب التفسير، لا بالترتيب وحده.

التفسير الكامل يسمّي المقارنة (المستوى الرئيسي نفسه أو مستوى مختلف)، ويبيّن ما يحدث لـ Zeff أو للمسافة، ويربط ذلك التغير بالقوة المؤثرة في الإلكترون المعني.

• القول إن الذرة أصغر لأن فيها إلكترونات أكثر. عبر الدورة تدخل الإلكترونات مستوى الطاقة نفسه؛ ويقل الحجم لأن Zeff يزداد.
• تفسير اتجاه المجموعة بعبارة «مستويات أكثر» وحدها، دون الإشارة إلى أن Zeff يتغير قليلًا نزولًا في المجموعة.
• اعتبار طاقة التأين تزداد بصرامة عبر الدورة. افحص الخطوتين من المجموعة 2 إلى 13 ومن المجموعة 15 إلى 16.
• مقارنة الأيونات بالشحنة النووية دون التحقق أولًا من أنها متماثلة إلكترونيًا.
• خلط اصطلاحات إشارة الألفة الإلكترونية والاستنتاج أن العدد الأكثر سالبية هو الألفة الأصغر.
• مقارنة أنصاف الأقطار من جداول مختلفة. فأنصاف الأقطار التساهمية والفلزية والأيونية تُعرَّف بصور مختلفة.
• التفسير بما «تريده» الذرة. ليست للذرات أهداف؛ فسّر بالجذب والمسافة والتنافر.