ما هي إلكترونات التكافؤ وكيف ترتبط بسلوك الترابط للذرات؟

تتكون جميع الذرات من نواة موجبة الشحنة محاطة بإلكترونات سالبة الشحنة. الإلكترونات الخارجية - إلكترونات التكافؤ - قادرة على التفاعل مع الذرات الأخرى ، وهذا يتوقف على كيفية ذلك تتفاعل الإلكترونات مع الذرات الأخرى ، حيث يتم تكوين رابطة أيونية أو تساهمية ، وتندمج الذرات معًا لتشكيل مركب.

كل عنصر محاط بعدد معين من الإلكترونات التي تملأ مدارات الإلكترون. تتطلب كل مدارات أن يكون إلكترونان مستقرين ، ويتم تنظيم المدارات في قذائف ، بحيث تكون كل قذيفة متتالية ذات مستوى طاقة أعلى من سابقتها. تحتوي القشرة السفلية على مدار إلكترون واحد فقط ، 1S ، وبالتالي ، لا يتطلب سوى إلكترونين مستقرين. الغلاف الثاني (وكل ما يليه) يحتوي على أربعة مدارات - 2S ، 2Px ، 2Py و 2Pz (واحد P لكل محور: x ، y ، z) - ويتطلب ثمانية إلكترونات لتكون مستقرة.

عند النزول في صفوف الجدول الدوري للعناصر ، يوجد غلاف جديد مكون من 4 مدارات إلكترونية ، مع نفس الإعداد مثل الغلاف الثاني ، حول كل عنصر. على سبيل المثال ، يحتوي الهيدروجين في الصف الأول على الغلاف الأول فقط بمدار واحد (1S) بينما يحتوي الكلور في الصف الثالث الغلاف الأول (1S المداري) ، الغلاف الثاني (2S ، 2Px ، 2Py ، 2Pz المدارات) والصدفة الثالثة (3S ، 3Px ، 3Py ، 3Px المدارات).

ملحوظة: الرقم الموجود أمام كل مداري S و P هو مؤشر على الغلاف الذي يوجد فيه هذا المدار ، وليس الكمية.

الإلكترونات الموجودة في الغلاف الخارجي لأي عنصر هي إلكترونات التكافؤ. نظرًا لأن جميع العناصر تريد أن يكون لها غلاف خارجي كامل (ثمانية إلكترونات) ، فهذه هي الإلكترونات التي تحتوي عليها على استعداد للمشاركة مع العناصر الأخرى لتكوين جزيئات أو الاستسلام تمامًا ليصبح أيون. عندما تشترك العناصر في الإلكترونات ، تتشكل رابطة تساهمية قوية. عندما يعطي عنصر إلكترونًا خارجيًا ، فإنه ينتج عنه أيونات مشحونة بشكل معاكس والتي ترتبط ببعضها البعض بواسطة رابطة أيونية أضعف.

تبدأ جميع العناصر بشحنة متوازنة. أي أن عدد البروتونات موجبة الشحنة يساوي عدد الإلكترونات سالبة الشحنة ، مما ينتج عنه شحنة متعادلة إجمالية. ومع ذلك ، في بعض الأحيان ، يتخلى العنصر الذي يحتوي على إلكترون واحد فقط في غلاف الإلكترون عن هذا الإلكترون لعنصر آخر يحتاج إلى إلكترون واحد فقط لإكمال الغلاف.

عندما يحدث ذلك ، ينخفض ​​العنصر الأصلي إلى غلاف كامل ويكمل الإلكترون الثاني غلافه العلوي ؛ كلا العنصرين مستقران الآن. ومع ذلك ، نظرًا لأن عدد الإلكترونات والبروتونات في كل عنصر لم يعد متساويًا ، فإن العنصر الذي استقبل الإلكترون الآن له شحنة سالبة صافية والعنصر الذي تخلى عن الإلكترون له صافي موجب الشحنة. تسبب الشحنات المتعارضة جذبًا إلكتروستاتيكيًا يسحب الأيونات معًا بإحكام في تكوين بلوري. وهذا ما يسمى الرابطة الأيونية.

مثال على ذلك هو عندما تتخلى ذرة الصوديوم عن إلكترون 3S الوحيد لملء القشرة الأخيرة من ذرة الكلور ، والتي تحتاج إلى إلكترون واحد فقط لتصبح مستقرة. يؤدي هذا إلى إنشاء أيونات Na- و Cl + ، والتي تترابط معًا لتكوين NaCl ، أو ملح الطعام الشائع.

بدلاً من التخلي عن إلكترونات أو استقبالها ، قد تشترك ذرتان (أو أكثر) أيضًا في أزواج الإلكترونات لملء غلافها الخارجي. هذا يشكل رابطة تساهمية ، ويتم دمج الذرات معًا في جزيء.

مثال على ذلك عندما تواجه ذرتان من الأكسجين (ستة إلكترونات تكافؤ) الكربون (أربعة إلكترونات تكافؤ). لأن كل ذرة تريد أن يكون لها ثمانية إلكترونات في غلافها الخارجي ، فإن ذرة الكربون تشترك في اثنين من إلكترونات التكافؤ مع كل ذرة أكسجين ، تكمل غلافها ، بينما تشترك كل ذرة أكسجين مع ذرة الكربون لإكمالها الصدف. الجزيء الناتج هو ثاني أكسيد الكربون ، أو ثاني أكسيد الكربون.