الاتجاهات الدورية: شحنة النواة الفعّالة والحجم والطاقة

شحنة النواة الفعّالة والحجب

الإلكترون الخارجي مش بيحس بشحنة النواة Z كاملة. الإلكترونات الأقرب للنواة بتلغيها جزئيًا، والشدّ الصافي بيتوصف بشحنة النواة الفعّالة، Zeff = Z − S، حيث S ثابت الحجب. الإلكترونات الداخلية، في مستويات أدنى، بتحجب كويس. أما الإلكترونات في نفس مستوى الطاقة فبتحجب ضعيف، لأنها في المتوسط مش أقرب للنواة من الإلكترون المقصود.

تقدير تقريبي بيعدّ الإلكترونات الداخلية بس. الصوديوم (Z = 11) والكلور (Z = 17) الاتنين فيهم 10 إلكترونات داخلية، فإلكترون 3s في الصوديوم بيحس بحوالي +1 وإلكترونات 3p في الكلور بتحس بحوالي +7. قواعد سلاتر بتدقّق ده. لإلكترون في مستوى فرعي ns أو np، كل إلكترون تاني في نفس المستويات ns وnp بيضيف 0.35 لـ S (0.30 جوه 1s)، وكل إلكترون في مستوى الطاقة n − 1 بيضيف 0.85، وكل إلكترون في المستويات الأعمق بيضيف 1.00.

مثال محلول 1. لإلكترون 3s في الصوديوم، S = 8(0.85) + 2(1.00) = 8.80، فـ Zeff = 11 − 8.80 = 2.20. ولواحد من إلكترونات 3p في الكلور، S = 6(0.35) + 8(0.85) + 2(1.00) = 10.90، فـ Zeff = 17 − 10.90 = 6.10. عبر الدورة 3، كل بروتون مضاف بيتعادل جزئيًا بس بالإلكترون المضاف في نفس المستوى، فـ Zeff بيزيد من الشمال لليمين مع إن n بتفضل 3.

نصف القطر الذري والأيونات المتساوية الإلكترونات

نصف القطر الذري بيقل عبر الدورة لأن Zeff بيزيد والإلكترونات الخارجية بتفضل في نفس مستوى الطاقة، فبتتشد أقرب. وبيزيد لتحت في المجموعة لأن كل دورة بتضيف مستوى طاقة، فبتحط الإلكترونات الخارجية أبعد، بينما Zeff بيتغير قليل نسبيًا. أكبر الذرات في أسفل الجدول ناحية الشمال وأصغرها في أعلاه ناحية اليمين.

الكاتيون أصغر من ذرته الأصلية: فقد الإلكترونات بيقلل التنافر، وفي كاتيونات المجموعات الرئيسية بيفرّغ عادةً مستوى الطاقة الخارجي. والأنيون أكبر من ذرته الأصلية، لأن الإلكترون المضاف بيزوّد التنافر بينما شحنة النواة ثابتة.

مثال محلول 2. رتّب N³⁻ وO²⁻ وF⁻ وNa⁺ وMg²⁺ وAl³⁺ حسب نصف القطر. عُدّ الإلكترونات الأول: 7 + 3 و8 + 2 و9 + 1 و11 − 1 و12 − 2 و13 − 3 كلها بتساوي 10، فكل أيون له توزيع النيون 1s² 2s² 2p⁶. مع تطابق عدد الإلكترونات، الفرق الوحيد هو شحنة النواة، اللي بتزيد من 7 لـ 13. بروتونات أكتر بتشد نفس سحابة الإلكترونات أقوى، فالترتيب هو N³⁻ > O²⁻ > F⁻ > Na⁺ > Mg²⁺ > Al³⁺.

طاقة التأين الأولى واستثناءاتها بسبب المستويات الفرعية

طاقة التأين الأولى هي الطاقة اللازمة لنزع الإلكترون الأضعف ارتباطًا من ذرة غازية: X(g) → X⁺(g) + e⁻. وبتزيد عمومًا عبر الدورة، مع زيادة Zeff وانكماش نصف القطر، وبتقل لتحت في المجموعة. NIST بيسرد طاقات التأين بالإلكترون فولت للذرة؛ والضرب في 96.485 kJ/mol لكل eV بيحوّلها لوحدات مولية.

القيم المحوّلة من قاعدة بيانات NIST للأطياف الذرية للدورة 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. خطوتين بيمشوا في الاتجاه الغلط. البورون تحت البريليوم لأن إلكترونه الخارجي في 2p، الأعلى طاقة والمحجوب جزئيًا بزوج 2s. والأكسجين تحت النيتروجين لأن إلكترون 2p الرابع فيه لازم يتزاوج في أوربيتال مشغول، والتنافر الزايد بيخلّي نزعه أسهل.

نفس الانخفاضين بيظهروا في الدورة 3: الألومنيوم (577.5 kJ/mol) تحت المغنيسيوم (737.7 kJ/mol)، والكبريت (999.6 kJ/mol) تحت الفوسفور (1011.8 kJ/mol). النمط المتكرر بيوضح إنه جاي من بنية المستويات الفرعية، مش من عنصر غريب واحد.

طاقات التأين المتتالية وإلكترونات التكافؤ

كل طاقة تأين متتالية أكبر من اللي قبلها، لأن كل إلكترون بيتنزع من أيون موجب أكتر وأكتر. حجم القفزة هو المعلومة المفيدة. زيادة معتدلة معناها إن الإلكترون الجاي من نفس مستوى التكافؤ؛ وقفزة كبيرة جدًا معناها إنه لازم يجي من اللب، الأقرب للنواة والمحجوب أقل بكتير.

مثال محلول 3. NIST بيدّي أول تلات طاقات تأين للمغنيسيوم 7.646 و15.035 و80.144 eV. التحويل: 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. القفزة الكبيرة بعد الإلكترون التاني بتبيّن إن المغنيسيوم له إلكترونين تكافؤ، [Ne] 3s²، وبتفسر ليه بيكوّن Mg²⁺ مش Mg³⁺ في الكيمياء العادية.

الصوديوم بيوريك القفزة خطوة أبكر. طاقة تأينه التانية، 4562.4 kJ/mol، حوالي 9.2 مرة الأولى، 495.8 kJ/mol، لأن الإلكترون التاني لازم يجي من لب 2p.

الألفة الإلكترونية والسالبية الكهربية

الألفة الإلكترونية بتوصف تغيّر الطاقة لما ذرة غازية تكسب إلكترون: X(g) + e⁻ → X⁻(g). اصطلاحات الإشارة بتختلف. بعض الكتب، منها OpenStax، بتذكر تغيّر الطاقة، وهو سالب لما الطاقة بتتحرر؛ وكتب تانية بتذكر الطاقة المتحررة كرقم موجب. افحص الاصطلاح قبل ما تقارن القيم. ماعدا الغازات النبيلة، الذرات ناحية يمين الدورة هي اللي بتحرر أكبر طاقة، لأن Zeff العالي عندها بيجذب الإلكترون القادم بقوة.

الألفة الإلكترونية أقل انتظامًا من طاقة التأين. الكلور بيحرر طاقة أكتر من الفلور، حوالي 349 kJ/mol مقابل 328 kJ/mol، على أساس قيم NIST Chemistry WebBook وهي 3.613 و3.401 eV. الإلكترون المضاف في مستوى 2p المدمج في الفلور بيقابل تنافر أقوى. والبريليوم والنيتروجين والغازات النبيلة ميلها ضعيف أو معدوم لتكوين أنيونات غازية مستقرة، لأن الإلكترون المضاف هيدخل مستوى فرعي أعلى أو يتزاوج في مستوى نصف ممتلئ.

السالبية الكهربية هي قدرة ذرة في جزيء على جذب إلكترونات الرابطة. وعلى عكس طاقة التأين، مبتتقاسش على ذرة معزولة؛ بتتشتق من طاقات الروابط أو بيانات تانية، ومقياس باولنج هو الأوسع استخدامًا. الفلور هو الأعلى، بحوالي 4.0. السالبية الكهربية بتزيد عبر الدورة وبتقل لتحت في المجموعة، فقطبية الرابطة بتقل من H–F لـ H–Cl وH–Br لحد H–I.

أخطاء شائعة في تفسير الاتجاهات الدورية

أسئلة الاتجاهات بتتقيّم غالبًا على التفسير، مش على الترتيب بس.

التفسير الكامل بيسمّي المقارنة (نفس مستوى الطاقة ولا مستوى مختلف)، وبيذكر إيه اللي بيحصل لـ Zeff أو المسافة، وبيربط التغيير ده بالقوة على الإلكترون المقصود.

• القول إن ذرة أصغر لأن فيها إلكترونات أكتر. عبر الدورة، الإلكترونات بتدخل نفس مستوى الطاقة؛ والحجم بيقل لأن Zeff بيزيد.
• تفسير اتجاه المجموعة بـ «مستويات أكتر» لوحدها، من غير الإشارة إن Zeff بيتغير قليل لتحت في المجموعة.
• اعتبار طاقة التأين بتزيد دايمًا عبر الدورة. افحص الخطوات من المجموعة 2 للمجموعة 13 ومن المجموعة 15 للمجموعة 16.
• مقارنة الأيونات بشحنة النواة من غير ما تتأكد الأول إنها متساوية الإلكترونات.
• خلط اصطلاحات إشارة الألفة الإلكترونية والاستنتاج إن الرقم الأكتر سالبية هو الألفة الأصغر.
• مقارنة أنصاف الأقطار من جداول مختلفة. أنصاف الأقطار التساهمية والفلزية والأيونية بتتعرّف بشكل مختلف.
• التفسير بما «تريده» الذرة. الذرات ملهاش أهداف؛ فسّر بالجذب والمسافة والتنافر.