الاتجاهات الدورية: نصف القطر الذري وطاقة التأين والكهرسلبية والألفة الإلكترونية

القوة العظيمة للجدول الدوري أنه يتيح لك استنتاج خواص عنصر من خواص جيرانه. وأساس هذا الاستنتاج مجموعة الاتجاهات الدورية. فحجم الذرة، والطاقة اللازمة لنزع إلكترون، والجذب الذي تمارسه الذرة على الإلكترونات المشتركة، كلها تتغير في اتجاهات منتظمة عبر الصفوف ونزولًا في الأعمدة. ويتناول هذا الدليل الاتجاهات الأربعة الرئيسية، وأسبابها، والاستثناءات التي تكسر النمط.

جذر كل الاتجاهات: الشحنة النووية الفعالة والحجب

ينجذب الإلكترون الخارجي إلى النواة الموجبة، لكن الإلكترونات الداخلية الواقعة بينهما تلغي جزءًا من هذا الجذب. لذا فالشحنة الموجبة التي يشعر بها الإلكترون الخارجي فعلًا أقل من الشحنة النووية الكاملة. هذه هي الشحنة النووية الفعالة Z_eff، ويمكن تقريبها بما يلي:

Z_eff ≈ Z − S

حيث Z العدد الذري وS ثابت الحجب. فالإلكترونات في الغلاف نفسه يحجب بعضها بعضًا حجبًا ضعيفًا، بينما تحجب الإلكترونات في الأغلفة الداخلية الإلكترونات الخارجية حجبًا فعالًا.

باستخدام قواعد سليتر، وهي مجموعة بسيطة من التقديرات، يشعر إلكترون 2s في الليثيوم بـZ_eff تبلغ نحو 1.3، بينما يشعر إلكترون 2p في الفلور، في الدورة نفسها، بنحو 5.2. فالتحرك يمينًا في الدورة يضيف بروتونًا في كل مرة، لكن الإلكترون المضاف يدخل الغلاف نفسه ولا يضيف إلا قليلًا من الحجب. لذا تزداد الشحنة النووية الفعالة من اليسار إلى اليمين عبر الدورة. أما النزول في المجموعة فيضيف غلافًا جديدًا في كل مرة، فتقع الإلكترونات الخارجية أبعد عن النواة.

هاتان الحقيقتان، جذب أقوى نحو اليمين وإلكترونات خارجية أبعد نحو الأسفل، تفسران كل الاتجاهات التالية تقريبًا.

1. نصف القطر الذري

• عبر الدورة (من اليسار إلى اليمين): يتناقص، لأن Z_eff المتزايدة تشد السحابة الإلكترونية إلى الداخل.
• نزولًا في المجموعة: يتزايد، لأن أغلفة إلكترونية تُضاف.

تقع أكبر الذرات في الركن السفلي الأيسر (السيزيوم والفرانسيوم) وأصغرها في الركن العلوي الأيمن (الهيليوم والفلور). وليس للذرات حواف حادة، لذا يتوقف «نصف القطر» على طريقة قياسه: فأنصاف الأقطار التساهمية والفلزية وأنصاف أقطار فان دير فالس كلها مختلفة. وحين تقارن أرقامًا من مصادر مختلفة، تأكد أنها تشير إلى النوع نفسه من أنصاف الأقطار.

تختلف الأيونات في حجمها عن ذراتها الأصلية. فالأيونات الموجبة أصغر لأنها فقدت إلكترونات، والأيونات السالبة أكبر لأن الإلكترونات المضافة يتنافر بعضها مع بعض فتتمدد السحابة. وبين الأيونات المتساوية الإلكترونات، التي لها العدد نفسه من الإلكترونات، كلما زادت البروتونات صغر الأيون. فمن الأيونات ذات الإلكترونات العشرة O²⁻ وF⁻ وNa⁺ وMg²⁺، يكون O²⁻ أكبرها وMg²⁺ أصغرها.

عبر الفئة d لا يتغير نصف القطر إلا تدريجيًا، ويُنتج الحجب الضعيف لإلكترونات d شذوذات، مثل كون الغاليوم في حجم الألومنيوم تقريبًا. وفي الدورة 6 يجعل انكماش اللانثانيدات الهافنيوم في حجم الزركونيوم تقريبًا.

2. طاقة التأين

طاقة التأين هي أدنى طاقة لازمة لنزع إلكترون واحد من ذرة غازية. فكلما كان الإلكترون مشدودًا بإحكام أكبر، كانت أكبر.

• عبر الدورة: تتزايد عمومًا.
• نزولًا في المجموعة: تتناقص.

تُظهر طاقات التأين الأولى لعناصر الدورة 2، بالإلكترون فولت، الاتجاه واستثناءاته معًا.

ينقطع الارتفاع العام مرتين.

• البيريليوم > البورون: الإلكترون المنزوع من البورون إلكترون 2p، وهو أعلى طاقة من 2s ومحجوب جزئيًا بزوج 2s، لذا ينفصل بسهولة أكبر.
• النيتروجين > الأكسجين: للنيتروجين إلكترون واحد في كلٍّ من مداراته 2p الثلاثة. وفي الأكسجين يضطر إلكترون 2p الرابع إلى الازدواج في مدار مشغول، فيجعل التنافر الإضافي نزعه أسهل.

ويتكرر النمط نفسه في الدورة 3، بين المغنسيوم والألومنيوم وبين الفسفور والكبريت.

نزع الإلكترونات واحدًا تلو الآخر يعطي طاقات التأين الثانية والثالثة والأعلى. فطاقة التأين الأولى للمغنسيوم نحو 7.6 eV والثانية نحو 15.0 eV، لكن الثالثة تقفز إلى أكثر من 80 eV، لأن الإلكترون الثالث يجب أن يأتي من الغلاف الداخلي المستقر الشبيه بالنيون. وهذه القفزة المفاجئة هي البصمة العددية لتفضيل المغنسيوم تكوين Mg²⁺.

3. الكهرسلبية

تصف الكهرسلبية مدى قوة جذب الذرة في رابطة كيميائية لزوج الإلكترونات المشترك نحوها. وعلى خلاف طاقة التأين، لا تُقاس مباشرة، بل هي مقياس نسبي مشتق من بيانات أخرى. وأكثر المقاييس استخدامًا مقياس باولنغ الذي اقترحه لينوس باولنغ.

• عبر الدورة: تتزايد.
• نزولًا في المجموعة: تتناقص.

للفلور أعلى قيمة، 3.98، يليه الأكسجين (3.44) والكلور (3.16) والنيتروجين (3.04). وفي الطرف الآخر السيزيوم (0.79) والفرانسيوم (0.7). ومعظم الغازات النبيلة لا تكوّن روابط أو تكوّن قليلًا منها، وكثيرًا ما تُترك بلا قيمة.

يخبرك فرق الكهرسلبية بين ذرتين بطبيعة الرابطة. فالفرق الصغير يعطي رابطة تساهمية غير قطبية تُتقاسم فيها الإلكترونات بالتساوي، والفرق الأكبر رابطة تساهمية قطبية، والفرق الكبير جدًا رابطة أيونية في جوهرها. والماء قطبي، ويذيب الملح جيدًا، بسبب الفجوة بين الأكسجين (3.44) والهيدروجين (2.20).

4. الألفة الإلكترونية

الألفة الإلكترونية هي الطاقة المنطلقة حين تكتسب ذرة غازية إلكترونًا واحدًا. وكلما كانت القيمة أكبر، قبلت الذرة الإلكترون بسهولة أكبر.

• عبر الدورة: تتزايد عمومًا، وتبلغ ذروتها في المجموعة 17.
• نزولًا في المجموعة: تتناقص عمومًا، لكن مع استثناءات كثيرة.

أشهر الاستثناءات أن الألفة الإلكترونية للكلور أعلى من الفلور (نحو 3.6 eV للكلور مقابل نحو 3.4 eV للفلور). فذرة الفلور صغيرة إلى حد أن الإلكترون القادم يُحشر في المستوى الفرعي 2p المدمج ويعاني تنافرًا قويًا. ومع ذلك تبقى كهرسلبية الفلور ونشاطه أعلى، لأن عوامل أخرى، مثل طاقات الروابط وحجم الذرة، تؤدي دورًا أيضًا.

عناصر المجموعة 2 (مستوى s فرعي ممتلئ)، والنيتروجين في المجموعة 15 (مستوى p فرعي نصف ممتلئ)، والغازات النبيلة (غلاف ممتلئ) تطلق طاقة قليلة أو لا تطلق شيئًا عند اكتساب إلكترون، بل قد تحتاج إلى طاقة. فألفتها الإلكترونية قريبة من الصفر أو سالبة، وتتركها بعض مصادر البيانات فارغة.

ربط الاتجاهات بالطابع الفلزي

اجمع الاتجاهات الأربعة معًا تحصل على اتجاه الطابع الفلزي. فالعناصر ذات طاقة التأين المنخفضة والكهرسلبية المنخفضة تفقد الإلكترونات بسهولة وتكون شديدة الفلزية. لذا يتزايد الطابع الفلزي نحو الركن السفلي الأيسر، والطابع اللافلزي نحو الركن العلوي الأيمن. وهذا التدفق القطري هو ما ينتج درج أشباه الفلزات عبر الفئة p.

خلاصة

بدلًا من حفظ الجدول، تدرّب على اشتقاق كل اتجاه من جملتين: الشحنة النووية الفعالة تكبر نحو اليمين، والأغلفة تُضاف نحو الأسفل. عندئذ تصبح الاستثناءات مفهومة أيضًا. قارن طاقات التأين والكهرسلبيات لعناصر على امتداد دورة واحدة أو نزولًا في مجموعة واحدة لترى النمط بنفسك.