7.15: التوزيع الالتكروني للذرّات متعدّدة الالكترونات

يحتوي المعدن القلوي الصوديوم (العدد الذري 11) على إلكترون واحد أكثر من ذرة النيون. يجب أن يدخل هذا الإلكترون في الهيكل الفرعي المتاح الأدنى طاقة، وهو مدار3s، مما يعطي تكوين 1s²2s²2p⁶3s¹. تسمى الإلكترونات التي تشغل المدارات الهيكلية الأكثر بعداً (أعلى قيمة لـ n) بالكترونات التكافؤ، ويُطلق على الالكترونات التي تشغل المدارات الهيكلية الداخلية بالإلكترونات الأساسية. بما أن هياكل الإلكترون الأساسية تتوافق مع التوزيع الإلكتروني للغاز النبيل، يمكننا اختصار التوزيع الإلكتروني بكتابة الغاز النبيل الذي يطابق التوزيع الإلكتروني الأساسي، مع إلكترونات التكافؤ في صيغة مكثفة. بالنسبة إلى الصوديوم، يمثل الرمز [Ne] إلكترونات أساسية، (1s²2s²2p⁶)، والتكوين المختصر أو المكثف هو [Ne]3s¹.

وبالمثل، يمكن تمثيل تكوين الليثيوم المختصر بـ He]2s¹، حيث يمثل [HE] تكوين ذرة الهليوم، وهو مماثل لتكوين الغلاف الداخلي الممتلئ من الليثيوم. إن كتابة التكوينات بهذه الطريقة تؤكد على تشابه تكوينات الليثيوم والصوديوم. تحتوي الذرتان، وهما في عائلة المعدن القلوي، على إلكترون واحد فقط في غلاف تكافؤ s فرعي خارج مجموعة مملوءة من الهياكل الداخلية.

Li: [He]2s¹

Na: [Ne]3s¹

إن المعدن الأرضي القلوي الماغنسيوم (العدد الذري 12)، الذي يحتوي على 12 إلكترون في تكوين [Ne]3s²، يشبه عضواً آخر من عائلته البيريليوم، [He]2s². تحتوي الذرتان على هيكل فرعي مملوء خارج الهياكل الداخلية المملوءة. الألومنيوم (العدد الذري 13)، مع 13 إلكتروناً وتكوين الإلكترون [Ne]3s²3p¹، يشبه عنصر آخر من عائلته هو البورون، [He]2s²2p¹.

إن التوزيع الإلكتروني للسليكون (14 إلكتروناً)، والفسفور (15 إلكتروناً)، والكبريت (16 إلكتروناً)، والكلور (17 إلكتروناً)، والأرغون (18 إلكتروناً) مماثل في التوزيع الإلكتروني للأصداف الخارجية لأفراد عائلتها من الكربون والنيتروجين والأكسجين والفلوراين والنيون، على التوالي، باستثناء أن العدد الكمي الرئيسي للقذيفة الخارجية للعناصر الأثقل قد زاد بمقدار واحد إلى n = 3.

عندما نأتي إلى العنصر التالي في الجدول الدوري، البوتاسيوم المعدني القلوي (رقم الذرة 19)، قد نتوقع أن نبدأ في إضافة الإلكترونات إلى الغلاف الفرعي 3d. ومع ذلك، فإن جميع الأدلة الكيميائية والفيزيائية المتاحة تشير إلى أن البوتاسيوم مثل الليثيوم والصوديوم، وأن الاختيارات التالية لا تضاف إلى المستوى 3d، بل تضاف إلى المستوى 4s. كما سبق أن نوقش، فإن المستوى 3d الذي لا توجد به عقد شعاعية هو أعلى في الطاقة لأنه له قدرة أقل على اختراق النواة ومحمي منها بشكل أكبر مقارنة بالمستوى 4s، والذي يحتوي على ثلاث عقد شعاعية. وبالتالي، يكون للبوتاسيوم تكوين إلكترون [Ar]4s¹. وبالتالي، فإن البوتاسيوم يتوافق مع Li وNa في تكوين غلاف التكافؤ الخاص به. تتم إضافة الإلكترون التالي لإكمال الغلاف الفرعي الرابع أما الكالسيوم فله تكوين إلكتروني [Ar]4s². وهذا يعطي الكالسيوم تكوين إلكترون خارجي من الغلاف يطابق مواصفات البيريليوم والماغنسيوم.

وفي حالة Cr وCu، نجد أن الغلافات الفرعية نصف المملوءة بالكامل تبدو وكأنها تمثل ظروف الاستقرار المفضل. وهذا الاستقرار هو أن الإلكترون ينتقل من المدار 4s إلى المدار 3d للحصول على الاستقرار الإضافي لغلاف فرعي 3d نصف ممتلئ (في Cr) أو غلاف فرعي 3d مملوء (في Cu). وهناك استثناءات أخرى أيضاً. على سبيل المثال، من المتوقع أن يكون نيوبيوم (Nb، الرقم الذري 41) له تكوين إلكترون [Kr]5s²4d³. من الناحية التجريبية، نلاحظ أن التوزيع الإلكتروني في الحالة الأرضية هو بالفعل [Kr]5s¹4d ⁴. يمكننا تعليل هذه الملاحظة بقول إن التنافر الالكتروني الذي يتم جربته عن طريق إقران الإلكترونات في مدار 5s هو أكبر من الفرق في الطاقة بين المدارات 5s و4d. لا توجد طريقة بسيطة لتوقع استثناءات الذرات عندما يكون حجم التنافر بين الإلكترونات أكبر من الاختلافات الصغيرة في الطاقة بين الغلافات الفرعية.

تم اقتباس هذا النص من Openstax, Chemistry 2e, Section 6.4: Electronic Structure of Atoms.

مبدأ استبعاد باولي،وقاعدة هوند للحد الأقصى للتعدد،وقاعدة أوفباو يمكن استخدامهم لتصور تكوين الإلكترون عند أي عنصر. لنضع في اعتبارنا كتابة التكوين الإلكتروني للصوديوم. توزيع الإلكترون الأساسي في الصوديوم هو بالضبط كالعنصر السابق،النيون.

يحتل إلكترون التكافؤ الفردي مدار 3s. ينتمي النيون إلى العمود الثامن عشر من الجدول الدوري الغازات النبيلة. التكوينات الإلكترونية لهذه العناصر تسهل التصوير المكثف للتكوين الإلكتروني للعناصر الأخرى.

بالنسبة لأي عنصر،التكوين الأساسي للإلكترون هو نفسه مثل الغاز النبيل الذي يسبقه في الجدول الدوري. التكوين الإلكتروني للصوديوم،على سبيل المثال،يمكن كتابته كنواة نيون،3s1. التكوين الإلكتروني الأساسي للبوتاسيوم هو 1s22s22p63s23p6،مع إلكترون تكافؤ واحد.

الآن،هل يدخل الإلكترون التاسع عشر في الغلاف الفرعي 3d؟لنتذكر أن الغلاف الفرعي 4s له قدرة اختراق كبيره مما يؤدي في كثير من الأحيان إلى انخفاض طاقة الغلاف الفرعي 3d. وبالتالي،فإن قانون اوفباو يبقي علي أنّالغلاف الفرعي 4s يمتلئ قبل الغلاف الفرعي 3d. نواة الغاز النبيل السابق،الأرجون،تستخدم لكتابة التكوين المكثف.

على الرغم من أن هذه المبادئ توفر نقطة انطلاق،الا أنّالتكوين الإلكتروني الفعلي يجب تأكيدها تجريبياًفي عدة عناصر من العناصر الانتقالية،كاللانثانيدات والأكتينيدات،الطاقات المدارية تكون مرتبة نسبيا بطريقة مختلفة،ولا يكون ممكنا اتباع قاعدة أوفباو بشكل كامل. في العناصر الانتقالية،الأغلفة الفرعية 3dو4s لديها طاقات متماثلة. غالبًا ما يتم ملء الغلاف الفرعي 4s بالكامل.

على سبيل المثال،في سكانديوم،التكوين الإلكتروني هو نواة أرجون،4s23d1. في الزنك،تمتلئ الأغلفة الفرعية 4s و 3d لقدراتهم القصوى. ومع ذلك،فإن الحالات الأساسية لبعض المعادن،مثل الكروم والنحاس،شغلت بالكترون مفرد المدار 4s.

الكروم ملحوظ بشكل خاص لأن اثنين من الأغلفة الفرعية تُملأ جزئيًا،وهذا يتعارض مع مبدأ اوفباو. خلال سلسلة اللانثانيد،بالإمتداد خلال السيريوم إلى اللوتيتيوم،يكون للأغلفة الفرعيه 6s و 4f طاقات متماثلة. تكوين الإلكترون لنواة النيوديميوم،هو نواة زينون،6s24f4.

وفي الوقت نفسه،يحتوي السيريوم على تكوين إلكترون غير عادي من نواة زينون و 6s24f15d1،لأن الأغلفة الفرعية 6s و4f و 5d هي قريبة من الطاقة بشكل غير عادي.