التوزيعات الإلكترونية: ترتيب أوفباو وقاعدة هوند والأيونات

مستويات الطاقة والمستويات الفرعية وسعة الأوربيتالات

كل إلكترون في الذرة بيتوصف بأربعة أعداد كم. عدد الكم الرئيسي n (1 و2 و3 …) بيحدد مستوى الطاقة. وعدد كم الزخم الزاوي l بيمتد من 0 لـ n − 1 وبيحدد المستوى الفرعي: l = 0 و1 و2 و3 بتتسمى s وp وd وf. وعدد الكم المغناطيسي mₗ بيمتد من −l لـ +l، فالمستوى الفرعي فيه 2l + 1 أوربيتال. وعدد كم اللف mₛ هو +½ أو −½.

لأن كل أوربيتال بيشيل إلكترونين على الأكتر، المستوى الفرعي s بيشيل 2، وp بيشيل 6، وd بيشيل 10، وf بيشيل 14. ومستوى الطاقة الكامل بيشيل 2n² إلكترون: 2 لـ n = 1، و8 لـ n = 2، و18 لـ n = 3. السعات دي هي سبب إن عرض كتل الجدول الدوري 2 و6 و10 و14 عمود.

ترتيب الملء بمبدأ أوفباو والجدول الدوري

في الحالة المستقرة، الإلكترونات بتشغل المستويات الفرعية الأقل طاقة المتاحة؛ ده مبدأ أوفباو. في الذرة متعددة الإلكترونات، طاقة المستوى الفرعي بتعتمد على l بقدر ما بتعتمد على n، لأن إلكترون s بيخترق أقرب للنواة من إلكترون p أو d من n مشابهة وبيتحجب أقل بالإلكترونات الداخلية. والترتيب الناتج للذرات المتعادلة هو 1s و2s و2p و3s و3p و4s و3d و4p و5s و4d و5p و6s و4f و5d و6p و7s و5f و6d و7p.

قاعدة n + l بتنتج نفس الترتيب: املأ المستويات الفرعية بترتيب زيادة n + l، ولما اتنين يتساووا، املأ اللي n بتاعه أقل الأول. فـ 4s (4 + 0 = 4) بتتملي قبل 3d (3 + 2 = 5). وتقدر كمان تقرا الترتيب من الجدول الدوري. وإنت ماشي عبر دورة، بتعدّي على كتلة s، وبعدين كتلة f لو موجودة، وبعدين كتلة d، وبعدين كتلة p، مع إن المستوى الفرعي d متأخر مستوى طاقة واحد عن رقم الدورة وf متأخر اتنين.

الترتيب بيقولك أنهي مستوى فرعي بياخد الإلكترون الجاي من عنصر للتاني. ومش معناه إن 4s دايمًا أقل طاقة من 3d. أول ما 3d يتشغل، طاقته بتنزل تحت طاقة 4s، وده سبب إن كاتيونات الفلزات الانتقالية بتفقد إلكترونات 4s الأول.

مبدأ الاستبعاد لباولي وقاعدة هوند ومخططات الأوربيتالات

مبدأ الاستبعاد لباولي بيقول إن مفيش إلكترونين في ذرة بيشتركوا في أعداد الكم الأربعة نفسها. إلكترونين في أوربيتال واحد بيشتركوا أصلًا في n وl وmₗ، فلازم يكون لفّهم عكس بعض، ومفيش أوربيتال يقدر يشيل تالت.

قاعدة هوند بتنطبق على الأوربيتالات متساوية الطاقة، اللي طاقتها واحدة جوه المستوى الفرعي. الإلكترونات بتشغلها فُرادى، بلف متوازي، قبل ما أي ازدواج يبدأ. الازدواج بيرفع الطاقة لأن إلكترونين في أوربيتال واحد بيتنافروا أكتر، أما اللف المتوازي في أوربيتالات منفصلة فبيكسب استقرار تبادل. فـ 2p³ في النيتروجين فيها تلات إلكترونات غير مزدوجة، و2p⁴ في الأكسجين فيها زوج واحد وإلكترونين غير مزدوجين.

في مخطط الأوربيتالات، ارسم صندوق لكل أوربيتال، واملأ المستويات الفرعية بترتيب أوفباو، وجوه المستوى الفرعي حط سهم واحد في كل صندوق قبل ما تضيف تاني. الذرات اللي فيها إلكترونات غير مزدوجة بارامغناطيسية وبتنجذب لمجال مغناطيسي؛ والذرات اللي كل إلكتروناتها مزدوجة دايامغناطيسية.

أمثلة محلولة: السيلينيوم والزركونيوم

مثال 1: السيلينيوم، Z = 34. املأ بترتيب أوفباو لحد ما 34 إلكترون يتحطوا: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁴. افحص المجموع: 2 + 2 + 6 + 2 + 6 + 2 + 10 + 4 = 34. لتدوين الغاز النبيل، استبدل أول 18 إلكترون بـ [Ar]، الغاز النبيل اللي بينهي الدورة اللي قبلها: [Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p⁴. سرد المستويات الفرعية برقم مستوى الطاقة، زي هنا، اصطلاح شائع؛ و[Ar] 4s² 3d¹⁰ 4p⁴ بتوصف نفس التوزيع بترتيب الملء.

إلكترونات 4p الأربعة في السيلينيوم بتتوزع على تلات أوربيتالات. قاعدة هوند بتحط واحد في كل أوربيتال وبتزاوج الرابع، فيفضل إلكترونين غير مزدوجين. إلكترونات التكافؤ الستة، 4s² 4p⁴، بتطابق النمط الخارجي للأكسجين والكبريت في المجموعة 16، وده سبب إن السيلينيوم بيكوّن أيون السيلينيد، Se²⁻، المتساوي الإلكترونات مع الكريبتون.

مثال 2: الزركونيوم، Z = 40. بعد [Kr]، اللي بيمثّل 36 إلكترون، بيفضل أربعة. المستويات الفرعية الجاية هي 5s وبعدها 4d، وده بيدّي [Kr] 4d² 5s²، وده متفق مع بيانات الحالة المستقرة من NIST. إلكترونا 4d بيشغلوا أوربيتالين منفصلين بلف متوازي، فالزركونيوم فيه إلكترونين غير مزدوجين.

الكروم والنحاس واستثناءات بتقاوم القواعد البسيطة

ترتيب أوفباو بيتوقع [Ar] 3d⁴ 4s² للكروم و[Ar] 3d⁹ 4s² للنحاس. التحليل الطيفي بيبيّن [Ar] 3d⁵ 4s¹ و[Ar] 3d¹⁰ 4s¹. لأن 4s و3d قريبين في الطاقة في الذرات دي، نقل إلكترون واحد لـ 3d بيقلل الطاقة الكلية، بمساعدة استقرار التبادل لمستوى فرعي d نصف ممتلئ أو ممتلئ. الموليبدينوم، [Kr] 4d⁵ 5s¹، والفضة، [Kr] 4d¹⁰ 5s¹، بيتبعوا نفس نمط العناصر اللي فوقهم.

تفسير المستوى الفرعي النصف ممتلئ مش قاعدة عامة. النيوبيوم [Kr] 4d⁴ 5s¹ مع إن مستواه الفرعي 4d بينتهي لا نصف ممتلئ ولا ممتلئ؛ والبلاديوم [Kr] 4d¹⁰ من غير إلكترونات 5s؛ والتنجستن، تحت الموليبدينوم مباشرة، هو [Xe] 4f¹⁴ 5d⁴ 6s². اتعلّم الاستثناءات اللي كورسك محتاجها من البيانات بدل ما تستنتجها من قاعدة مبتنطبقش على الكل.

توزيعات الأيونات أحادية الذرة

في الأنيون، ضيف إلكترونات للمستوى الفرعي المتاح الجاي: الكلور، [Ne] 3s² 3p⁵، بيبقى Cl⁻، [Ne] 3s² 3p⁶، متساوي الإلكترونات مع الأرجون. وفي الكاتيون، شيل الإلكترونات من المستوى الفرعي اللي فيه أعلى n الأول، وجوه المستوى ده من p قبل s. وفي فلز انتقالي من الصف الأول، ده بيشيل إلكترونات 4s قبل أي إلكترونات 3d.

مثال 3: أيونات الحديد. الحديد [Ar] 3d⁶ 4s². Fe²⁺ بيفقد إلكترونَي 4s ويدّي [Ar] 3d⁶، وFe³⁺ بيفقد واحد زيادة، من 3d، ويدّي [Ar] 3d⁵. افحص العدد: الحديد فيه 26 إلكترون، وFe²⁺ فيه 18 + 6 = 24، وFe³⁺ فيه 18 + 5 = 23. أيون Fe³⁺ الحر فيه خمس إلكترونات غير مزدوجة، واحد في كل أوربيتال 3d.

نفس المنطق بينطبق في كتلة p. القصدير [Kr] 4d¹⁰ 5s² 5p²، وSn²⁺ بيفقد إلكترونَي 5p ويبقى [Kr] 4d¹⁰ 5s². والنحاس(I) هو [Ar] 3d¹⁰، لأن إلكترون 4s الوحيد في النحاس بيروح الأول.

أخطاء شائعة لما تكتب التوزيعات

أغلب أخطاء التوزيع الإلكتروني بتقع في كام نمط، وكل واحد ينفع تكشفه بفحص سريع قبل ما تكمّل.

لما سؤال بيطلب الإلكترونات غير المزدوجة، ارسم مخطط الأوربيتالات للمستوى الفرعي الممتلئ جزئيًا بدل ما تحكم من سلسلة التوزيع. ولما بيسأل عن أيون، اكتب الذرة المتعادلة الأول، وبعدين ضيف أو شيل إلكترونات.

• إزالة إلكترونات 3d قبل 4s: Fe²⁺ هو [Ar] 3d⁶، مش [Ar] 3d⁴ 4s². كاتيونات الصف الأول الشائعة زي Fe²⁺ وCo²⁺ وCu⁺ مفيهاش إلكترونات 4s.
• استخدام لب الغاز النبيل الغلط: اللب هو الغاز النبيل من الدورة السابقة، [Ar] للعناصر من 19 لـ 36.
• غلط في عدّ الإلكترونات: الأرقام العلوية لازم مجموعها يساوي Z للذرة وZ ناقص الشحنة للأيون.
• ملء مستوى فرعي زيادة عن سعته، زي 2p⁷ أو 3d¹¹.
• ازدواج الإلكترونات في مستوى فرعي p أو d قبل ما كل أوربيتال يشيل واحد.
• وضع كتلة d في مستوى الطاقة الغلط: الدورة 4 بتملى 3d، مش 4d.
• تطبيق نمط Cr وCu على كل عنصر تحتهم من غير فحص البيانات.