شرح التوزيع الإلكتروني: مبدأ البناء التصاعدي ومبدأ باولي للاستبعاد وقاعدة هوند

يعود شكل الجدول الدوري وكيمياء كل عنصر إلى طريقة ترتيب الإلكترونات داخل الذرة. والتوزيع الإلكتروني يسجّل المدارات التي تشغلها إلكترونات الذرة وعدد الإلكترونات في كلٍّ منها. يبدو أول الأمر كالشيفرة، لكن ثلاث قواعد تكفي لتكتب بنفسك توزيع معظم العناصر.

مصطلحات أساسية: الأغلفة والمستويات الفرعية والمدارات

تُوصف حالة الإلكترون بأعداد الكم. ولكتابة التوزيعات لا تحتاج إلا إلى بضع أفكار.

• الغلاف (عدد الكم الرئيسي n): 1 و2 و3 وهكذا. الأغلفة الأعلى أبعد عن النواة وأعلى طاقة.
• المستوى الفرعي (s وp وd وf): أقسام داخل الغلاف بحسب شكل المدار. يحتوي الغلاف n على n نوعًا من المستويات الفرعية: فالغلاف 1 ليس فيه إلا 1s، والغلاف 2 فيه 2s و2p، والغلاف 3 فيه 3s و3p و3d.
• المدار: منطقة يُرجَّح وجود الإلكترون فيها. للمستوى الفرعي s مدار واحد، ولـp ثلاثة، ولـd خمسة، ولـf سبعة.

يتسع كل مدار لإلكترونين على الأكثر، لذا فالسعة القصوى 2 لـs و6 لـp و10 لـd و14 لـf.

يُكتب التوزيع بتسمية المستوى الفرعي يتبعها عدد الإلكترونات مرفوعًا، مثل 1s² 2s² 2p⁴. وهذا هو الأكسجين بإلكتروناته الثمانية: اثنان في 1s واثنان في 2s وأربعة في 2p.

القاعدة 1: مبدأ البناء التصاعدي (أوفباو)

ينص مبدأ البناء التصاعدي (Aufbau، من الألمانية بمعنى «البناء») على أن الإلكترونات في الذرة في حالتها الأرضية تملأ المدارات الأدنى طاقة أولًا. والمشكلة أن طاقات المدارات لا تتبع رقم الغلاف بدقة. فمثلًا يمتلئ 4s قبل 3d.

ترتيب الامتلاء المعتاد هو:

1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → 6s → 4f → 5d → 6p → 7s → 5f → 6d → 7p

ومن الطرق المفيدة لتذكّره قاعدة n + l، وتُسمى أيضًا قاعدة مادلونغ. أعطِ s وp وd وf قيم l هي 0 و1 و2 و3.

1. املأ المستويات الفرعية بترتيب تصاعدي لقيمة n + l.
2. إذا تساوت قيمة n + l لمستويين فرعيين، فاملأ ذا n الأصغر أولًا.

قيمة n + l للمستوى 4s هي 4 + 0 = 4، أما 3d فقيمته 3 + 2 = 5، لذا يأتي 4s أولًا. ويتعادل 3d و4p (4 + 1 = 5)، فيأتي 3d، صاحب n الأصغر، أولًا. وتعرض كتب كثيرة ذلك في مخطط من الأسهم القطرية.

والجدول الدوري نفسه يشفّر هذا الترتيب. فإذا قرأت كل صف من بدايته، مررت بالفئة s، ثم بالفئة f حيث توجد، ثم بالفئة d، وأخيرًا بالفئة p، وهذا بالضبط تسلسل الامتلاء.

القاعدة 2: مبدأ باولي للاستبعاد

ينص مبدأ باولي للاستبعاد على أنه لا يمكن لإلكترونين في ذرة واحدة أن يشتركا في مجموعة أعداد الكم الأربعة نفسها. وبالنسبة إلى التوزيعات يعني ذلك أن المدار لا يتسع لأكثر من إلكترونين، ويجب أن يكون غزلاهما متعاكسين. ولهذا يحتوي صندوق المدار الممتلئ على سهم لأعلى (↑) وسهم لأسفل (↓).

القاعدة 3: قاعدة هوند

تنص قاعدة هوند على أنه حين توجد عدة مدارات متساوية الطاقة، تشغلها الإلكترونات فرادى، بغزول متوازية، قبل أن يزدوج أي منها. تخيّل ركابًا يصعدون حافلة فيها مقاعد مزدوجة فارغة: يأخذ كل واحد مقعدًا مزدوجًا فارغًا لنفسه قبل أن يجلس أحد بجوار غريب. فالإلكترونات يتنافر بعضها مع بعض، والانتشار في مدارات منفصلة يعطي طاقة أدنى.

رسم مخططات صناديق المدارات

خذ النيتروجين، بإلكتروناته السبعة. توزيعه 1s² 2s² 2p³، وتبدو صناديق مداراته هكذا:

• 1s: [↑↓]
• 2s: [↑↓]
• 2p: [↑ ] [↑ ] [↑ ]

وفق قاعدة هوند تشغل إلكترونات 2p الثلاثة صناديق منفصلة بالغزل نفسه، فيكون للنيتروجين ثلاثة إلكترونات منفردة.

أما الأكسجين، بإلكتروناته الثمانية، فتوزيعه 1s² 2s² 2p⁴:

• 2p: [↑↓] [↑ ] [↑ ]

يضطر إلكترون 2p الرابع إلى الازدواج، فيبقى إلكترونان منفردان. وهذا الإلكترون المزدوج هو سبب كون طاقة تأين النيتروجين أعلى من طاقة تأين الأكسجين، وهو استثناء يُناقش في دليل الاتجاهات الدورية.

الاختصار بالغاز النبيل

تطول التوزيعات في الذرات الأكبر. فتوزيع الحديد (26 إلكترونًا) مكتوبًا كاملًا هو:

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶

الجزء الأول، 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶، مطابق لتوزيع الأرغون (18 إلكترونًا)، لذا يمكن استبداله برمز الغاز النبيل بين قوسين مربعين:

[Ar] 4s² 3d⁶

هذا هو الترميز بالغاز النبيل. ويمثّل الجزء بين القوسين إلكترونات اللب، التي نادرًا ما تشارك في الكيمياء، وما يليه إلكترونات التكافؤ التي تحدد سلوك العنصر. ومن الأمثلة الأخرى:

إذا صففت اختصارات عناصر مجموعة واحدة، وجدت التوزيع الخارجي يتكرر: الصوديوم [Ne]3s¹، والبوتاسيوم [Ar]4s¹، والروبيديوم [Kr]5s¹. وهذا التكرار هو سبب تشابه سلوك عناصر المجموعة الواحدة.

وهناك عُرفان في ترتيب المستويات الفرعية. فبعضهم يكتبها بترتيب الامتلاء، [Ar] 4s² 3d⁶، وآخرون بترتيب رقم الغلاف، [Ar] 3d⁶ 4s². وكلاهما يصف التوزيع نفسه.

الاستثناءات: الكروم والنحاس

تطبيق مبدأ البناء التصاعدي آليًا يعطي [Ar] 4s² 3d⁴ للكروم (24 إلكترونًا) و[Ar] 4s² 3d⁹ للنحاس (29). لكن الحالتين الأرضيتين المقيستين مختلفتان:

• الكروم: [Ar] 4s¹ 3d⁵
• النحاس: [Ar] 4s¹ 3d¹⁰

ينتقل إلكترون واحد من 4s إلى 3d، فيصبح المستوى الفرعي d نصف ممتلئ تمامًا (d⁵) أو ممتلئًا تمامًا (d¹⁰). والتفسير المختصر المعتاد أن المستويات الفرعية النصف ممتلئة والممتلئة مستقرة على نحو خاص. وبدقة أكبر، فإن 4s و3d متقاربان جدًا في الطاقة، بحيث يرجح الكسبُ في طاقة التبادل بين الإلكترونات المتماثلة الغزل، مع انخفاض التنافر، على تكلفة ترقية إلكترون واحد من 4s.

ويُظهر الموليبدنوم ([Kr] 5s¹ 4d⁵) والفضة ([Kr] 5s¹ 4d¹⁰) والذهب ([Xe] 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6s¹) استثناءات مماثلة، أما البلاديوم ([Kr] 4d¹⁰) فليس فيه إلكترون s خارجي على الإطلاق. وتتكاثر الاستثناءات في العناصر الأثقل، حيث تتزاحم طاقات المدارات وتدخل التأثيرات النسبية في الحساب. والكروم والنحاس هما الأكثر ورودًا في الاختبارات، لكن تذكّر أن قواعد الامتلاء تقريب جيد جدًا لا قانون بلا استثناءات.

توزيعات الأيونات

لتكوين أيون موجب، انزع الإلكترونات من الغلاف الأبعد (أعلى n) أولًا. فمع أن 4s امتلأ قبل 3d، فإنه يفرغ أيضًا قبل 3d.

• Fe: [Ar] 3d⁶ 4s² → Fe²⁺: [Ar] 3d⁶ → Fe³⁺: [Ar] 3d⁵
• Cu: [Ar] 3d¹⁰ 4s¹ → Cu⁺: [Ar] 3d¹⁰ → Cu²⁺: [Ar] 3d⁹

أما الأيونات السالبة فأضف إليها إلكترونات. فالكلور ([Ne] 3s² 3p⁵) يكتسب إلكترونًا واحدًا ليصبح Cl⁻ ([Ne] 3s² 3p⁶)، وهو توزيع الأرغون نفسه.

تدريب: اكتب توزيعك بنفسك

اتبع هذه الخطوات تستطع كتابة توزيع أي عنصر تقريبًا.

1. استخدم العدد الذري لتعرف عدد الإلكترونات في الذرة المتعادلة.
2. جد الغاز النبيل السابق واكتب رمزه بين قوسين.
3. امشِ في الجدول الدوري من الخلية التي تلي ذلك الغاز النبيل حتى عنصرك، مالئًا s ثم f ثم d ثم p كلما مررت بكل فئة.
4. تحقق هل العنصر من استثناءات نمط الكروم أو النحاس.

السيلينيوم (34) مثال جيد. الغاز النبيل السابق هو الأرغون (18). وتذهب الإلكترونات الستة عشر الباقية: اثنان إلى 4s، وعشرة إلى 3d، وأربعة إلى 4p، فيكون [Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p⁴. وتخبرك النهاية 4p⁴ فورًا أن السيلينيوم في المجموعة 16 مع الأكسجين. قارن إجاباتك بالتوزيعات المعروضة في صفحة كل عنصر للتدريب.