كيفية عمل المخططات المدارية

تخبرك المخططات المدارية الإلكترونية والتكوينات المكتوبة بالمدارات المملوءة والمعبأة جزئيًا لأي ذرة. يؤثر عدد إلكترونات التكافؤ على خصائصها الكيميائية ، والترتيب المحدد و تعتبر خصائص المدارات مهمة في الفيزياء ، لذلك يتعين على العديد من الطلاب التعامل مع الأساسيات. والخبر السار هو أنه من السهل حقًا فهم المخططات المدارية وتكوينات الإلكترون (سواء في الشكل المختصر أو الكامل) والمخططات النقطية للإلكترونات بمجرد فهمك لبعض الأساسيات.

TL ؛ DR (طويل جدًا ؛ لم أقرأ)

تكوينات الإلكترون لها التنسيق: 1s² 2 ثانية² 2 ص⁶. الرقم الأول هو الرقم الكمي الرئيسي (n) ويمثل الحرف قيمة l (رقم كمية الزخم الزاوي ؛ 1 = s ، 2 = p ، 3 = d و 4 = f) للمدار ، والرقم المرتفع يخبرك بعدد الإلكترونات الموجودة في هذا المدار. تستخدم المخططات المدارية نفس الشكل الأساسي ، ولكن بدلاً من أرقام الإلكترونات ، فإنها تستخدم السهمين و ، بالإضافة إلى إعطاء كل مدار خطًا خاصًا به ، لتمثيل دوران الإلكترونات أيضًا.

يتم التعبير عن تكوينات الإلكترون من خلال تدوين يشبه هذا: 1s² 2 ثانية² 2 ص¹. تعرف على الأجزاء الثلاثة الرئيسية لهذا الترميز لفهم كيفية عمله. يخبرك الرقم الأول "مستوى الطاقة" أو رقم الكم الرئيسي (ن). يخبرك الحرف الثاني بقيمة (l) ، العدد الكمومي للزخم الزاوي. بالنسبة إلى l = 1 ، يكون الحرف s ، وبالنسبة إلى l = 2 فهو p ، وبالنسبة إلى l = 3 فهو d ، وبالنسبة إلى l = 4 فهو f ، وبالنسبة للأرقام الأكبر ، فإنه يزيد أبجديًا من هذه النقطة. تذكر أن المدارات s تحتوي على إلكترونين كحد أقصى ، ومدارات p بحد أقصى ستة ، و d بحد أقصى 10 و f بحد أقصى 14.

يخبرك مبدأ Aufbau أن المدارات الأقل طاقة تملأ أولاً ، لكن الترتيب المحدد ليس تسلسليًا بطريقة يسهل حفظها. راجع الموارد للحصول على رسم تخطيطي يوضح ترتيب الملء. لاحظ أن المستوى n = 1 له مدارات s فقط ، والمستوى n = 2 له مدارات s و p فقط ، والمستوى n = 3 له مدارات s و p و d فقط.

من السهل التعامل مع هذه القواعد ، لذا فإن تدوين تكوين سكانديوم هو:

1 ثانية² 2 ثانية² 2 ص⁶ 3 ثانية² 3 ص⁶ 4 ثانية² ثلاثي الأبعاد¹

مما يدل على أن المستوى الكامل n = 1 و n = 2 ممتلئان ، وقد بدأ المستوى n = 4 ، لكن الغلاف ثلاثي الأبعاد يحتوي على إلكترون واحد فقط ، في حين أن الحد الأقصى للإشغال هو 10. هذا الإلكترون هو إلكترون التكافؤ.

حدد عنصرًا من الترميز ببساطة عن طريق حساب الإلكترونات وإيجاد العنصر برقم ذري مطابق.

إن كتابة كل مدار فردي للعناصر الثقيلة أمر شاق ، لذلك غالبًا ما يستخدم الفيزيائيون تدوينًا مختزلاً. يعمل هذا عن طريق استخدام الغازات النبيلة (في العمود الأيمن الأقصى من الجدول الدوري) كنقطة انطلاق وإضافة المدارات النهائية عليها. لذا فإن سكانديوم لها نفس تكوين الأرجون ، باستثناء الإلكترونات في مداريْن إضافيين. لذلك فإن صيغة الاختزال هي:

[Ar] 4s² ثلاثي الأبعاد¹

لأن تكوين الأرجون هو:

[بالعربية] = 1 ثانية² 2 ثانية² 2 ص⁶ 3 ثانية² 3 ص⁶

يمكنك استخدام هذا مع أي عناصر غير الهيدروجين والهيليوم.

تشبه المخططات المدارية تدوين التكوين الذي تم تقديمه للتو ، إلا مع الإشارة إلى دوران الإلكترونات. استخدم مبدأ استبعاد Pauli وقاعدة Hund لمعرفة كيفية ملء الأصداف. ينص مبدأ الاستبعاد على أنه لا يمكن لأي إلكترونين أن يشتركا في نفس الأرقام الكمومية الأربعة ، مما ينتج عنه بشكل أساسي أزواج من الحالات التي تحتوي على إلكترونات ذات دوران معاكس. تنص قاعدة Hund على أن التكوين الأكثر استقرارًا هو التكوين الذي يحتوي على أكبر عدد ممكن من الدورات المتوازية. هذا يعني أنه عند كتابة المخططات المدارية للأغلفة الكاملة جزئيًا ، قم بملء جميع إلكترونات الدوران العلوي قبل إضافة أي إلكترونات تدور لأسفل.

يوضح هذا المثال كيفية عمل الرسوم البيانية المدارية ، باستخدام الأرجون كمثال:

3p ↑ ↓ ↑ ↓ ↑ ↓

3s ↑ ↓

2p ↑ ↓ ↑ ↓ ↑ ↓

2 ثانية ↑ ↓

1s ↑ ↓

يتم تمثيل الإلكترونات بواسطة الأسهم ، والتي تشير أيضًا إلى دورانها ، والترميز الموجود على اليسار هو تدوين قياسي لتكوين الإلكترون. لاحظ أن المدارات عالية الطاقة موجودة في الجزء العلوي من الرسم التخطيطي. بالنسبة للقشرة الكاملة جزئيًا ، تتطلب قاعدة Hund أن يتم ملؤها بهذه الطريقة (باستخدام النيتروجين كمثال).

2p ↑ ↑ ↑

2 ثانية ↑ ↓

1s ↑ ↓

تختلف الرسوم البيانية النقطية اختلافًا كبيرًا عن الرسوم التخطيطية المدارية ، ولكن لا يزال من السهل جدًا فهمها. تتكون من رمز العنصر الموجود في المركز ، وتحيط به نقاط تشير إلى عدد إلكترونات التكافؤ. على سبيل المثال ، يحتوي الكربون على أربعة إلكترونات تكافؤ والرمز C ، لذلك يتم تمثيله على النحو التالي:

∙

∙ ج

∙

والأكسجين (O) له ستة ، لذلك يتم تمثيله على النحو التالي:

∙

∙∙ يا

∙∙

عندما يتم مشاركة الإلكترونات بين ذرتين (في الرابطة التساهمية) ، تشترك الذرات في النقطة في الرسم التخطيطي بنفس الطريقة. هذا يجعل النهج مفيدًا جدًا لفهم الترابط الكيميائي.