الجدول الدوري

لم نتناول حتى الآن ــ باهتمام ــ سوى ذرة بها إلكترون واحد فحسب؛ وهي قد تكون ذرة هيدروجين، أو ذرة هليوم وحيدة التأين، أو ذرة ليثيوم ثنائية التأين، وهكذا.  ولكننا الآن في وضع يسمح لنا بدراسة كيفية ترتيب الإلكترونات الإضافية داخل ذرات متعددة الإلكترونات كالتي توجد في الطبيعة ويضعها الجدول الدوري للعناصر. ولكي تفعل هذا، سنلجأ مرة اخرى ــ إلى مفهوم القشرات ( أو الإغلقة) الإلكترونية التي تحيط بالنواة؛ حيث لكل قيمة من العدد n قشرة مصاحبة له. وسنعتبر ــ بالإضافة إلى ذلك ــ أن نفس حالات الرنين التي أوجدناها للذرة ذات الإلكترون الاوحد، يمكن إجراؤها وصفياً لذرات أكثر تعقيداً. ومعنى هذا، إننا نستخدم الحالات الإلكترونية التي تتحدد بالأعداد الكمية الأربعة.

إن السؤال الذي يطرح نفسه الآن هو: "كيف تقوم الإلكترونات بترتيب أنفسها في الحالات المختلفة، عندما يكون بالذرة أكثر من إلكترون؟ " إن ذرة الكربون ــ مثلاً لديها ستة إلكترونات، ففي أي مستويات الطاقة والحالات الإلكترونية على هذه الإلكترونات أن تتواجد؟ نستطيع الإجابة على هذا السؤال باستخدام القواعد الثلاث التالية:

1ـ إن عدد الإلكترونات في أية ذرة متعادلة ، يساوي العدد الذري Z لتلك الذرة.

2- جميع الإلكترونات في ذرة غير مستثارة، موجودة في أدنى حالات ممكنة للطاقة. ويقال عندئذ أن الذرة في حالتها الأرضية.

3- لا يمكن لأي إلكترونين في ذرة ما أن يتخذا نفس الأعداد الكمية الأربعة (حسب مبدأ بأولى للاستبعاد).

هيا بنا الآن نستخدم هذه القواعد لكي نعين التركيب الإلكتروني للذرات عير المستثارة في الجدول الدوري.

الهيدروجين (Z = 1)

سيتواجد الإلكترون المنفرد لهذه الذرة في المستوى n =1، وهو أدنى مستوى ممكن للطاقة، وبهذا لا يكون مبدأ بأولى للاستبعاد قد خرق.

الهليوم (Z = 2)

يستطيع إلكتروناً هذه الذرة أن يتواجدا في المستوى n =1، وذلك لكونهما يستطيعان اتخاذ أعداداً كمية غير متطابقة كما هو موضح في الجدول 1))، الذي تندرج به مجموعات الأعداد الكمية الممكنة فقط بالنسبة للمستوى n =1. ولا يمكن لأي إلكترون ثالث أن يتواجد في هذا المستوى. ويطلق على كل قيمة للعدد n قشرة طاقة، ويقال أن القشرة n =1 تكون ممتلئة إذا احتلها إلكتروناً فحسب.

الليثيوم (Z = 3)

لها الذرة ثلاث إلكترونات ولذلك لابد للإلكترون الثالث من أن يتجه إلى أعلى قشرة طاقة تالية، أو التي عندها n =2 (انظر الجدول (1)). وحيث أن هذا الإلكترون موجود في مستوى الطاقة الثاني، فإن ارتباطه بالذرة يكون أضعف من تلك التي في الحالة n =1. وعلى ذلك يستطيع الليثيوم أن يشارك بإلكترون واحد في التفاعلات الكيميائية بسهولة ويسر. ولذلك يطلق على الليثيوم، عنصر احادي التكافؤ حسب المصطلحات الكيميائية (أو الذي تكافؤه واحد).

 الجدول (1)

الذرات التي لها قيم Z أكبر من 3

هناك عدد قليل من المجموعات الممكنة من الأعداد الكمية عندما تكون n =2 وستجد أنها ثماني مجموعات إذا قمت بعدها. ومعنى ذلك أن القشرة n =2 يمكن أن يتواجد فيها ثمانية إلكترونات. أي أن القشرة لن تمتلئ تماماً إلى أن نصل إلى العنصر Z = 10 وهو النيون، الذي يعد خاملاً من الناحية الكيميائية لأن قشراته ممتلئة. والعنصر الذي يأتي بعده هو الصوديوم Z =11، وذرته أحادية التكافؤ لأن إلكتروناً الحادي عشر سيكون وحيداً بالقشرة n =3 ومن السهل إبعاده عن الذرة.

مواضيع ذات صلة

قاعدة الطور

الغليان والتجمد

الحالات الوسيطة للمادة

الحالة الصلبة

الحالة السائلة

الحالة الغازية

منظور إحصائي

التفاعلات الجزيئية

المادة من الخارج

الرابطة التساهمية

الرابطة الأيونية

Chemical kinetics