التوزيع الإلكتروني

📅 آخر تحديث: ١ أغسطس ٢٠٢٦
✍️ نُشر في: ١ أغسطس ٢٠٢٦
📷 يحتوي على 9 صور
الموسوعة الحرة
مدارات الإلكترون الذرية والجزيئية
مخطط بور لليثيوم​

في الفيزياء الذرية والكيمياء الكمية ، يُعرف التوزيع الإلكتروني بأنه توزيع الإلكترونات في ذرة أو جزيء (أو أي بنية فيزيائية أخرى) في المدارات الذرية أو الجزيئية . [ 1 ] على سبيل المثال، التوزيع الإلكتروني لذرة النيون هو 1s² 2s² 2p⁶ ، مما يعني أن المدارات الفرعية 1s و2s و2p ​​مشغولة بإلكترونين، وإلكترونين، وستة إلكترونات على التوالي.

تصف التوزيعات الإلكترونية كل إلكترون بأنه يتحرك بشكل مستقل في مدار ، ضمن مجال متوسط ​​ناتج عن النوى وجميع الإلكترونات الأخرى. رياضياً، تُوصف التوزيعات الإلكترونية بواسطة محددات سلاتر أو دوال حالة التوزيع .

وفقًا لقوانين ميكانيكا الكم ، يرتبط مستوى طاقة بكل توزيع إلكتروني. في ظروف معينة، تستطيع الإلكترونات الانتقال من توزيع إلكتروني إلى آخر عن طريق انبعاث أو امتصاص كمية من الطاقة، على شكل فوتون .

تُعدّ معرفة التوزيع الإلكتروني للذرات المختلفة مفيدةً في فهم بنية الجدول الدوري للعناصر ، وفي وصف الروابط الكيميائية التي تربط الذرات ببعضها، وفي فهم الصيغ الكيميائية للمركبات وهندسة الجزيئات . وفي المواد الصلبة، تُساعد هذه الفكرة نفسها في تفسير الخصائص الفريدة لأشعة الليزر وأشباه الموصلات .

الأصداف والأصداف الفرعية

s ( l = 0)p ( l = 1)
م = 0م = 0م = ±1
sص زص سp y
ن = 1
ن = 2

تم تصور التوزيع الإلكتروني لأول مرة في إطار نموذج بور للذرة ، ولا يزال من الشائع الحديث عن الأغلفة والأغلفة الفرعية على الرغم من التقدم المحرز في فهم الطبيعة الكمومية للإلكترونات .

الغلاف الإلكتروني هو مجموعة الحالات المسموح بها التي تشترك في نفس العدد الكمي الرئيسي ، n ، والتي يمكن أن تشغلها الإلكترونات. في كل حد من حدود التوزيع الإلكتروني، n هو العدد الصحيح الموجب الذي يسبق كل رمز مداري (على سبيل المثال، التوزيع الإلكتروني للهيليوم هو 1s² ، وبالتالي n = 1، ويحتوي المدار على إلكترونين). يمكن للغلاف الإلكتروني رقم n في الذرة أن يستوعب 2n² إلكترونًا . على سبيل المثال، يمكن للغلاف الأول أن يستوعب إلكترونين، والغلاف الثاني ثمانية إلكترونات، والغلاف الثالث ثمانية عشر إلكترونًا، وهكذا. ينشأ العامل 2 بسبب دوران الإلكترون . يسمح كل مدار ذري بحد أقصى إلكترونين متطابقين في جميع النواحي الأخرى، لكن لهما دوران متعاكس، أحدهما ذو دوران + ½ (يُشار إليه عادةً بسهم لأعلى ) والآخر ذو دوران -½ ( يُشار إليه بسهم لأسفل) .

الغلاف الفرعي هو مجموعة الحالات المحددة بعدد كمي سمتي مشترك ، l ، ضمن غلاف الإلكترونات. تتراوح قيمة l بين 0 و n  -  1. القيم l  = 0، 1، 2، 3 تُقابل رموز s، p، d، و f على التوالي. على سبيل المثال، الغلاف الفرعي 3d له n  =  3 و l  =  2. الحد الأقصى لعدد الإلكترونات التي يمكن وضعها في غلاف فرعي هو 2( 2l + 1). هذا يعني وجود إلكترونين في  الغلاف الفرعي s، وستة إلكترونات في  الغلاف الفرعي ap، وعشرة إلكترونات في  الغلاف الفرعي ad.

تنشأ أعداد الإلكترونات التي يمكن أن تشغل كل غلاف وكل غلاف فرعي من معادلات ميكانيكا الكم، [ أ ] وخاصة مبدأ استبعاد باولي ، الذي ينص على أنه لا يمكن لإلكترونين في نفس الذرة أن يكون لهما نفس قيم الأعداد الكمية الأربعة . [ 2 ]

يمكن العثور على التفاصيل التقنية الشاملة حول النظرية الميكانيكية الكمية الكاملة للأطياف الذرية وبنيتها ودراستها في الكتاب الأساسي لروبرت د. كوان. [ 3 ]

الترميز

يستخدم الفيزيائيون والكيميائيون ترميزًا قياسيًا للإشارة إلى التوزيع الإلكتروني للذرات والجزيئات. بالنسبة للذرات، يتكون الترميز من سلسلة من رموز المدارات الفرعية الذرية (على سبيل المثال، بالنسبة للفوسفور، السلسلة هي 1s، 2s، 2p، 3s، 3p)، مع وضع عدد الإلكترونات المخصصة لكل مدار فرعي كرمز علوي. على سبيل المثال، يحتوي الهيدروجين على إلكترون واحد في المدار s من الغلاف الأول، لذا يُكتب توزيعه الإلكتروني 1s¹ . يحتوي الليثيوم على إلكترونين في المدار الفرعي 1s وإلكترون واحد في المدار الفرعي 2s (الأعلى طاقة)، ​​لذا يُكتب توزيعه الإلكتروني 1s² 2s¹  ( يُنطق "واحد-اثنان ، اثنان-واحد"). أما الفوسفور ( العدد الذري 15) فيكون توزيعه الإلكتروني كما يلي: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³ .    

من الشائع رؤية حروف رموز المدارات (s، p، d، f) مكتوبة بخط مائل، على الرغم من أن الاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية (IUPAC) يوصي باستخدام خط عادي (كما هو مستخدم هنا). يعود اختيار هذه الحروف إلى نظام قديم لتصنيف خطوط الطيف إلى " حادة "، و"رئيسية"، و"منتشرة"، و"أساسية " ( أو " دقيقة " ) ، بناءً على بنيتها الدقيقة المرصودة : يشير استخدامها الحديث إلى مدارات ذات عدد كمي سمتي ، l ، يساوي 0، 1، 2 ، أو 3 على التوالي. بعد f، يستمر التسلسل أبجديًا g، h، i... ( l = 4، 5، 6...)، مع تخطي j، على الرغم من ندرة الحاجة إلى مدارات من هذه الأنواع. [ 4 ] [ 5 ] 

تُكتب التوزيعات الإلكترونية للجزيئات بطريقة مماثلة، باستثناء استخدام تسميات المدارات الجزيئية بدلاً من تسميات المدارات الذرية.

مختصر

بالنسبة للذرات التي تحتوي على العديد من الإلكترونات، قد يصبح هذا الترميز مطولًا، لذا يُستخدم ترميز مختصر. يمكن تصور التوزيع الإلكتروني على أنه إلكترونات النواة ، المكافئة للغاز النبيل في الدورة السابقة ، وإلكترونات التكافؤ : يختلف كل عنصر في الدورة عن الآخر فقط في المدارات الفرعية الأخيرة. على سبيل المثال، يقع الفوسفور في الدورة الثالثة. ويختلف عن النيون في الدورة الثانية ، الذي توزيعه الإلكتروني 1s² 2s²  2p⁶ ،  فقط بوجود مدار ثالث. يُختصر الجزء من توزيعه الإلكتروني المكافئ للنيون إلى [Ne]، مما يسمح بكتابة توزيع الفوسفور على النحو التالي: [Ne] 3s² 3p⁶ بدلًا من كتابة تفاصيل توزيع النيون بشكل صريح. يُعد هذا الاصطلاح مفيدًا لأن الإلكترونات الموجودة في المدار الخارجي هي التي تحدد في الغالب الخصائص الكيميائية للعنصر.  

للرموز المختصرة المعاني التالية:

رمزمعنى
[ هو ]1s 2
[ ني ][ هو ] 2s 2 2p 6
[ Ar ][ Ne ] 3s 2 3p 6
[ Kr ][ Ar ] 3d 10 4s 2 4p 6
[ Xe ][ Kr ] 4d 10 5s 2 5p 6
[ Rn ][ Xe ] 4f 14 5d 10 6s 2 6p 6
[ أوغ ][ Rn ] 5f 14 6d 10 7s 2 7p 6 (متوقع) [ 6 ] [ 7 ]

طلب

بالنسبة لتكوين إلكتروني معين، لا يكون ترتيب كتابة المدارات ثابتًا تمامًا، إذ أن شغل المدارات هو العامل الوحيد ذو الدلالة الفيزيائية. على سبيل المثال، يمكن كتابة التوزيع الإلكتروني للحالة الأرضية للتيتانيوم إما على النحو التالي: [Ar] 4s² 3d² أو [Ar] 3d² 4s² .  يتبع الترتيب الأول قاعدة  ماديلونغ لتوزيعات الذرات المتعادلة ؛ حيث يُملأ المدار 4s قبل المدار 3d في التسلسل Ar، K، Ca، Sc، Ti. أما الترتيب الثاني فيجمع جميع المدارات ذات قيمة n نفسها معًا، وهو ما يتوافق مع الترتيب "الطيفي" لطاقات المدارات، أي عكس ترتيب إزالة الإلكترونات من ذرة معينة لتكوين أيونات موجبة؛ حيث يُملأ المدار 3d قبل المدار 4s في التسلسل Ti⁴⁺ ، Ti³⁺ ، Ti²⁺ ، Ti⁺ ، Ti.  

القيم الضمنية

لا يُعدّ استخدام الرقم 1 كرمز علوي للغلاف الفرعي المشغول بإلكترون واحد إلزاميًا؛ فعلى سبيل المثال، يمكن كتابة الألومنيوم على النحو التالي: [Ne ]  3s² 3p¹ أو [Ne] 3s²  3p . في الذرات التي يكون فيها غلاف فرعي غير مشغول على الرغم من شغل أغلفة فرعية أعلى (كما هو الحال في بعض الأيونات، وكذلك بعض الذرات المتعادلة التي ثبت انحرافها عن قاعدة ماديلونغ )، يُشار إلى الغلاف الفرعي الفارغ إما بالرقم 0 كرمز علوي أو يُحذف تمامًا. على سبيل المثال، يمكن كتابة البلاديوم المتعادل على النحو التالي: [Kr] 4d¹⁰ 5s⁰ أو ببساطة [Kr] 4d¹⁰ ، ويمكن كتابة أيون اللانثانوم (III) على النحو التالي: [ Xe ] 4f⁰ أو ببساطة [Xe]. [ 8 ]  

طاقة الحالة الأرضية والحالات المثارة

الطاقة المرتبطة بالإلكترون هي طاقة مداره. غالبًا ما تُقارب طاقة التوزيع الإلكتروني بمجموع طاقة كل إلكترون، مع إهمال التفاعلات بين الإلكترونات. يُسمى التوزيع الإلكتروني الذي يُقابل أدنى طاقة إلكترونية بالحالة الأرضية . أما أي توزيع إلكتروني آخر فيُسمى حالة مثارة .

على سبيل المثال، التوزيع الإلكتروني للحالة الأرضية لذرة الصوديوم هو 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹ ، كما  هو مستنتج من مبدأ أوفباو (انظر أدناه). تُحصل الحالة المثارة الأولى برفع إلكترون من المدار 3s إلى المدار الفرعي 3p، للحصول على التوزيع الإلكتروني 1s² 2s² 2p⁶ 3p¹ ، والذي يُختصر إلى مستوى 3p. يمكن للذرات الانتقال من توزيع إلكتروني إلى آخر عن طريق امتصاص الطاقة أو انبعاثها. في مصباح بخار الصوديوم ، على سبيل المثال، تُثار ذرات الصوديوم إلى مستوى 3p بواسطة تفريغ كهربائي، ثم تعود إلى الحالة الأرضية بانبعاث ضوء أصفر بطول موجي 589 نانومتر.      

عادةً، تتطلب إثارة إلكترونات التكافؤ (مثل إلكترون 3s في الصوديوم) طاقات تُعادل طاقات فوتونات الضوء المرئي أو فوق البنفسجي . أما إثارة إلكترونات النواة فهي ممكنة، لكنها تتطلب طاقات أعلى بكثير، تُعادل عمومًا طاقات فوتونات الأشعة السينية . وينطبق هذا ، على سبيل المثال ، على إثارة إلكترون 2p في الصوديوم إلى مستوى 3s وتكوين التوزيع الإلكتروني المُثار 1s²  2s² 2p⁵  3s² . 

يتناول الجزء المتبقي من هذه المقالة فقط تكوين الحالة الأرضية، والذي يشار إليه غالبًا باسم تكوين الذرة أو الجزيء.

تاريخ

كان إيرفينغ لانغمير أول من اقترح في مقالته عام 1919 بعنوان "ترتيب الإلكترونات في الذرات والجزيئات" نظريته "المتحدة المركز" للبنية الذرية، مستندًا إلى نظرية الذرة المكعبة لجيلبرت ن. لويس ونظرية الرابطة الكيميائية لوالتر كوسيل . [ 9 ] وقد استقى لانغمير عمله حول البنية الذرية الإلكترونية من كيميائيين آخرين، كما يتضح من تطور تاريخ الجدول الدوري وقاعدة الثمانية .

أدرج نيلز بور (1923) نموذج لانغمير الذي ينص على إمكانية تفسير دورية خصائص العناصر من خلال البنية الإلكترونية للذرة. [ 10 ] استندت مقترحاته إلى نموذج بور للذرة السائد آنذاك، والذي كانت فيه أغلفة الإلكترونات عبارة عن مدارات على مسافة ثابتة من النواة. قد تبدو التوزيعات الإلكترونية الأصلية لبور غريبة على الكيميائيين المعاصرين: فقد وُصف الكبريت بالتوزيع 2.4.4.6 بدلاً من 1s²  2s² 2p⁶  3s² 3p⁴ (2.8.6). استخدم بور الرقمين 4 و6 تبعًا لورقة ألفريد فيرنر البحثية عام 1893. في الواقع، تقبّل الكيميائيون مفهوم الذرات قبل الفيزيائيين بفترة طويلة. بدأ لانغمير ورقته البحثية المشار إليها أعلاه بالقول :  

«...لقد ركز الفيزيائيون بشكل أساسي على مشكلة بنية الذرات، مع إيلاء اهتمام ضئيل للخصائص الكيميائية التي يجب تفسيرها في نهاية المطاف من خلال نظرية بنية الذرة. إن المخزون الهائل من المعرفة بالخصائص والعلاقات الكيميائية، كما هو ملخص في الجدول الدوري، ينبغي أن يشكل أساسًا أفضل لنظرية بنية الذرة من البيانات التجريبية الضئيلة نسبيًا التي تعتمد على أسس فيزيائية بحتة... تترتب هذه الإلكترونات في سلسلة من الأغلفة متحدة المركز، يحتوي الغلاف الأول على إلكترونين، بينما تميل جميع الأغلفة الأخرى إلى احتواء ثمانية إلكترونات ...»

تم وصف إلكترونات التكافؤ في الذرة بواسطة ريتشارد أبيج في عام 1904. [ 11 ]

في عام 1924، قام إي.  سي.  ستونر بدمج العدد الكمي الثالث لسومرفيلد في وصف أغلفة الإلكترون، وتنبأ بشكل صحيح بأن بنية غلاف الكبريت هي 2.8.6. [ 12 ] ومع ذلك، لم يتمكن نظام بور ولا نظام ستونر من وصف التغيرات في الأطياف الذرية في مجال مغناطيسي ( تأثير زيمان ) بشكل صحيح.

كان بور على دراية تامة بهذا القصور (وغيره)، وقد راسل صديقه فولفغانغ باولي عام 1923 طالبًا مساعدته في إنقاذ نظرية الكم (النظام المعروف الآن باسم " نظرية الكم القديمة "). افترض باولي بنجاح أن تأثير زيمان يمكن تفسيره بالاعتماد فقط على استجابة الإلكترونات الخارجية (أي إلكترونات التكافؤ) للذرة. تمكن باولي من إعادة إنتاج بنية ستونر للأغلفة، ولكن مع البنية الصحيحة للأغلفة الفرعية، من خلال تضمينه عددًا كميًا رابعًا ومبدأ الاستبعاد الخاص به (1925): [ 13 ]

ينبغي أن يكون من المحظور أن يكون لأكثر من إلكترون واحد له نفس قيمة العدد الكمي الرئيسي n نفس القيمة للأعداد الكمية الثلاثة الأخرى k [ l ] و j [ m l ] و m [ m s ].

أعطت معادلة شرودنغر ، المنشورة عام 1926، ثلاثة من الأعداد الكمية الأربعة كنتيجة مباشرة لحلها لذرة الهيدروجين: [ أ ] ينتج عن هذا الحل المدارات الذرية الموضحة اليوم في كتب الكيمياء (وما سبق). وقد سمح فحص الأطياف الذرية بتحديد التوزيع الإلكتروني للذرات تجريبياً، وأدى إلى قاعدة تجريبية (تُعرف بقاعدة ماديلونغ (1936)، [ 14 ] انظر أدناه) لترتيب ملء المدارات الذرية بالإلكترونات.

الذرات: مبدأ أوفباو وقاعدة ماديلونج

كان مبدأ أوفباو (من الكلمة الألمانية Aufbau ، والتي تعني "البناء والتشييد") جزءًا مهمًا من مفهوم بور الأصلي لتوزيع الإلكترونات. ويمكن صياغته على النحو التالي: [ 15 ]

يتم وضع إلكترونين كحد أقصى في المدارات بترتيب تزايد طاقة المدار: يتم ملء المدارات الفرعية ذات الطاقة الأدنى قبل وضع الإلكترونات في المدارات ذات الطاقة الأعلى.
الترتيب التقريبي لملء المدارات الذرية، باتباع الأسهم من 1s إلى 7p. (بعد 7p، يشمل الترتيب المدارات الفرعية خارج نطاق الرسم التخطيطي، بدءًا من 8s.)

يعمل هذا المبدأ بشكل جيد للغاية (بالنسبة للحالات الأرضية للذرات) للعناصر الـ 118 المعروفة  ، على الرغم من أنه قد يكون غير دقيق بعض الشيء أحيانًا. يصف الشكل الحديث لمبدأ أوفباو ترتيب طاقات المدارات وفقًا لقاعدة ماديلونغ (أو قاعدة كليتشكوفسكي) . وقد صاغ هذه القاعدة لأول مرة تشارلز جانيه عام 1929، ثم أعاد اكتشافها إروين ماديلونغ عام 1936، [ 14 ] وقدم لها لاحقًا تبريرًا نظريًا من قبل في. إم. كليتشكوفسكي : [ 16 ]

  1. يتم ملء الأغلفة الفرعية بترتيب تزايد n  + l . 
  2. عندما يكون لغلفين فرعيين نفس قيمة n  + l ، يتم ملؤهما بترتيب تزايد n . 

وهذا يعطي الترتيب التالي لملء المدارات:

1s، 2s، 2p، 3s، 3p، 4s، 3d، 4p، 5s، 4d، 5p، 6s، 4f، 5d، 6p، 7s، 5f، 6d، 7p، (8s، 5g ، 6f، 7d، 8p، و9s)

في هذه القائمة، لا يتم شغل المدارات الفرعية الموجودة بين قوسين في الحالة الأرضية لأثقل ذرة معروفة حاليًا ( Og ، Z  =  118).

يمكن تطبيق مبدأ aufbau، بشكل معدل، على البروتونات والنيوترونات في النواة الذرية ، كما هو الحال في نموذج القشرة للفيزياء النووية والكيمياء النووية .

الجدول الدوري

جدول التوزيع الإلكتروني الذي يوضح الكتل .

يرتبط شكل الجدول الدوري ارتباطًا وثيقًا بالتوزيع الإلكتروني الذري لكل عنصر. فعلى سبيل المثال، جميع عناصر المجموعة الثانية (العمود الثاني من الجدول) لها التوزيع الإلكتروني [E] n s 2 (حيث [E] هو توزيع إلكتروني لغاز نبيل )، وتتشابه بشكل ملحوظ في خواصها الكيميائية. وتعود دورية الجدول الدوري، من حيث كتل الجدول الدوري، إلى عدد الإلكترونات (2، 6، 10، و14) اللازمة لملء المدارات الفرعية s، p، d، وf. وتظهر هذه الكتل على شكل أقسام مستطيلة في الجدول الدوري. والاستثناء الوحيد هو الهيليوم ، الذي على الرغم من كونه ذرة من الفئة s، يُوضع عادةً مع الغازات النبيلة الأخرى في الفئة p نظرًا لخموله الكيميائي، وهو نتيجة امتلاء غلافه الخارجي (مع وجود نقاش في الأدبيات المعاصرة حول ما إذا كان ينبغي الإبقاء على هذا الاستثناء). 

تحدد الإلكترونات الموجودة في غلاف التكافؤ (الخارجي) إلى حد كبير الخصائص الكيميائية لكل عنصر . وقد لوحظت أوجه التشابه في الخصائص الكيميائية قبل أكثر من قرن من ظهور فكرة التوزيع الإلكتروني. [ ب ]

أوجه القصور في مبدأ أوفباو

يرتكز مبدأ أوفباو على فرضية أساسية مفادها أن ترتيب طاقات المدارات ثابت، سواءً لعنصر معين أو بين عناصر مختلفة؛ وفي كلتا الحالتين، لا يصح هذا إلا تقريبًا. فهو يعتبر المدارات الذرية بمثابة "صناديق" ذات طاقة ثابتة، يمكن وضع إلكترونين فيها لا أكثر. مع ذلك، تعتمد طاقة الإلكترون "في" المدار الذري على طاقات جميع الإلكترونات الأخرى في الذرة (أو الأيون، أو الجزيء، إلخ). لا توجد "حلول أحادية الإلكترون" للأنظمة التي تحتوي على أكثر من إلكترون واحد، بل مجموعة من الحلول متعددة الإلكترونات التي لا يمكن حسابها بدقة [ ج ] (على الرغم من وجود تقريبات رياضية متاحة، مثل طريقة هارتري-فوك ).

يتضح أن مبدأ أوفباو قائم على تقريب من خلال وجود ترتيب تعبئة شبه ثابت، حيث يُملأ المدار s ضمن غلاف إلكتروني معين قبل المدارات p. في ذرة شبيهة بالهيدروجين ، التي تحتوي على إلكترون واحد فقط، تشير الحسابات إلى أن المدار s والمدارات p في الغلاف نفسه لها نفس الطاقة تمامًا، وهو في الواقع تقريب جيد جدًا في غياب المجالات الكهرومغناطيسية الخارجية. (مع ذلك، في ذرة هيدروجين حقيقية، تنقسم مستويات الطاقة انقسامًا طفيفًا بفعل المجال المغناطيسي للنواة، وتأثيرات الديناميكا الكهربائية الكمومية لانزياح لامب ).

تأين الفلزات الانتقالية

يؤدي التطبيق البسيط لمبدأ أوفباو إلى مفارقة معروفة (أو مفارقة ظاهرية) في الكيمياء الأساسية للمعادن الانتقالية . يظهر البوتاسيوم والكالسيوم في الجدول الدوري قبل المعادن الانتقالية، ولهما التوزيع الإلكتروني [Ar] 4s¹ و[Ar] 4s² على التوالي، أي أن المدار 4s ممتلئ قبل المدار 3d. يتوافق هذا مع قاعدة ماديلونغ، حيث أن المدار 4s له n + l = 4 ( n = 4، l = 0) بينما المدار 3d له n + l = 5 ( n = 3، l = 2). بعد الكالسيوم، تمتلك معظم الذرات المتعادلة في السلسلة الأولى من المعادن الانتقالية ( من السكانديوم إلى الزنك ) توزيعًا إلكترونيًا يحتوي على إلكترونين في المدار 4s، باستثناء حالتين. يمتلك الكروم والنحاس التوزيع الإلكتروني [Ar] 3d⁵ 4s¹ و [ Ar] 3d¹⁰ 4s¹ على التوالي ، أي أن إلكترونًا واحدًا انتقل من المدار 4s إلى المدار 3d لتكوين غلاف فرعي نصف ممتلئ أو ممتلئ. في هذه الحالة، يُفسَّر ذلك عادةً بأن "الأغلفة الفرعية نصف الممتلئة أو الممتلئة تمامًا هي ترتيبات إلكترونية مستقرة للغاية". ومع ذلك، لا تدعم الحقائق هذا التفسير، إذ يمتلك التنجستن ( W ) توزيعًا إلكترونيًا يتبع توزيع ماديلونج d⁴s² وليس d⁵s¹ ، بينما يمتلك النيوبيوم (Nb) توزيعًا إلكترونيًا شاذًا d⁴s¹ لا يُعطيه غلافًا فرعيًا نصف ممتلئ أو ممتلئًا تمامًا. [ 17 ]                         

تنشأ المفارقة الظاهرية عند إزالة الإلكترونات من ذرات الفلزات الانتقالية لتكوين أيونات . لا تأتي الإلكترونات الأولى التي تتأين من المدار 3d، كما هو متوقع إذا كان "أعلى طاقة"، بل من المدار 4s. ويُلاحظ هذا التبادل الإلكتروني بين 4s و3d في جميع ذرات السلسلة الأولى من الفلزات الانتقالية. [ د ] عادةً ما تتبع التوزيعات الإلكترونية للذرات المتعادلة (K، Ca، Sc، Ti، V، Cr، ...) الترتيب 1s، 2s، 2p، 3s، 3p، 4s، 3d، ...؛ ومع ذلك، فإن المراحل المتتالية لتأين ذرة معينة (مثل Fe⁴⁺ ، Fe³⁺ ، Fe²⁺ ، Fe⁺ ، Fe) عادةً ما تتبع الترتيب 1s، 2s، 2p، 3s، 3p، 3d، 4s، ...

لا تبدو هذه الظاهرة متناقضة إلا إذا افترضنا أن ترتيب طاقة المدارات الذرية ثابت ولا يتأثر بالشحنة النووية أو بوجود الإلكترونات في مدارات أخرى. فلو كان الأمر كذلك، لكان للمدار 3d نفس طاقة المدار 3p، كما هو الحال في الهيدروجين، إلا أن هذا ليس صحيحًا. لا يوجد سبب محدد يجعل أيون Fe²⁺ يمتلك نفس التوزيع الإلكتروني لذرة الكروم، علمًا بأن الحديد يحتوي على بروتونين إضافيين في نواته مقارنةً بالكروم، وأن التركيب الكيميائي للذرتين مختلف تمامًا. قام ميلروز وإريك سكيري بتحليل تغيرات طاقة المدارات مع شغل المدارات باستخدام تكاملات التنافر الإلكتروني الثنائي في طريقة هارتري-فوك لحساب التركيب الذري. [ 18 ] وفي الآونة الأخيرة، جادل سكيري بأنه خلافًا لما ورد في غالبية المصادر، بما في ذلك عنوان مقالته السابقة حول هذا الموضوع، فإن مدارات 3d، وليس مدارات 4s، هي التي تُشغل بشكل تفضيلي. [ 19 ]

في البيئات الكيميائية، قد تتغير التوزيعات الإلكترونية بشكل أكبر: أيون الثوريوم الثلاثي (Th³⁺ ) له توزيع إلكتروني [Rn]  5f¹ ، بينما في معظم مركبات الثوريوم الثلاثي، يكون توزيع ذرة الثوريوم الإلكتروني 6d¹ . [ 20 ] [ 21 ] في الغالب، ما هو موجود هو تراكب لتوزيعات إلكترونية مختلفة. [ 17 ] على سبيل المثال، لا يمكن وصف النحاس بدقة بتوزيع إلكتروني [Ar] 3d¹⁰ 4s¹ أو [Ar] 3d⁹ 4s² ، ولكنه يُوصف بدقة أكبر بمساهمة 90% من التوزيع الأول و10% من التوزيع الثاني. في الواقع، يكفي الضوء المرئي لإثارة الإلكترونات في معظم الفلزات الانتقالية، وغالبًا ما "تتدفق" هذه الإلكترونات باستمرار عبر توزيعات إلكترونية مختلفة عند حدوث ذلك (النحاس ومجموعته استثناء). [ 22 ]    

توجد تكوينات إلكترونية مشابهة للأيونات (3d x  4s 0) في معقدات الفلزات الانتقالية ، كما هو موضح في نظرية المجال البلوري البسيطة ، حتى لو كانت حالة أكسدة  الفلز صفرًا. على سبيل المثال، يمكن وصف سداسي كربونيل الكروم بأنه ذرة كروم (وليست أيونًا) محاطة بستة روابط من أول أكسيد الكربون . يُوصف التوزيع الإلكتروني لذرة الكروم المركزية بأنه 3d 6 ، حيث تشغل الإلكترونات الستة مدارات d الثلاثة ذات الطاقة المنخفضة بين الروابط. أما مدارا d الآخران فيكونان عند طاقة أعلى بسبب المجال البلوري للروابط. تتوافق هذه الصورة مع الحقيقة التجريبية المتمثلة في أن المعقد غير مغناطيسي ، أي أنه لا يحتوي على إلكترونات منفردة. مع ذلك، في وصف أكثر دقة باستخدام نظرية المدارات الجزيئية ، لا تتطابق مدارات d التي تشغلها الإلكترونات الستة مع مدارات d للذرة الحرة.

استثناءات أخرى لقاعدة ماديلونغ

توجد استثناءات عديدة لقاعدة ماديلونغ بين العناصر الأثقل، ومع ازدياد العدد الذري، يصبح من الصعب إيجاد تفسيرات بسيطة، مثل استقرار المدارات الفرعية نصف الممتلئة. من الممكن التنبؤ بمعظم هذه الاستثناءات باستخدام حسابات هارتري-فوك [ 23 ] ، وهي طريقة تقريبية لمراعاة تأثير الإلكترونات الأخرى على طاقات المدارات. على سبيل المثال، تُظهر عناصر السلسلة 4d أعلى تركيز لشذوذ ماديلونغ، لأن فجوة الطاقة بين المدارين 4d و5s أكبر من فجوتي الطاقة بين المدارين 3d و4s و5d ​​و6s [ 24 ] .

بالنسبة للعناصر الأثقل، من الضروري أيضًا مراعاة تأثيرات النسبية الخاصة على طاقات المدارات الذرية، نظرًا لأن إلكترونات الغلاف الداخلي تتحرك بسرعات تقترب من سرعة الضوء . وبشكل عام، تميل هذه التأثيرات النسبية [ 25 ] إلى خفض طاقة مدارات s مقارنةً بالمدارات الذرية الأخرى. [ 26 ] ولهذا السبب، يُتوقع ألا تُظهر عناصر 6d أي شذوذ ماديلونغ باستثناء اللورنسيوم (حيث تعمل التأثيرات النسبية على استقرار مدار p 1/2 أيضًا وتتسبب في شغله للحالة الأرضية)، إذ تتدخل النسبية لجعل مدارات 7s أقل طاقة من مدارات 6d.

يُبيّن الجدول أدناه التوزيع الإلكتروني لذرات عناصر الفئة f (باللون الأخضر) والفئة d (باللون الأزرق). يُظهر الجدول التوزيع الإلكتروني للحالة الأرضية من حيث شغل المدارات، ولكنه لا يُظهرها من حيث تسلسل طاقات المدارات كما تم تحديده طيفيًا. على سبيل المثال، في الفلزات الانتقالية، يكون مدار 4s ذو طاقة أعلى من مدارات 3d؛ وفي اللانثانيدات، يكون مدار 6s أعلى من مداري 4f و5d. يمكن الاطلاع على الحالات الأرضية في التوزيع الإلكتروني للعناصر (صفحة البيانات) . مع ذلك، يعتمد هذا أيضًا على الشحنة: فذرة الكالسيوم لديها مدار 4s ذو طاقة أقل من مدار 3d، بينما كاتيون Ca²⁺ لديه مدار 3d ذو طاقة أقل من مدار 4s. عمليًا، تكون التوزيعات المتوقعة وفقًا لقاعدة ماديلونغ قريبة على الأقل من الحالة الأرضية حتى في هذه الحالات الشاذة. [ 27 ] تساهم مدارات f الفارغة في اللانثانوم والأكتينيوم والثوريوم في الروابط الكيميائية، [ 28 ] [ 29 ] كما تفعل مدارات p الفارغة في المعادن الانتقالية. [ 30 ]

تم توضيح المدارات s و d و f الفارغة بشكل صريح، كما هو شائع أحيانًا، [ 31 ] للتأكيد على ترتيب ملء المدارات وتوضيح أن المدارات غير المشغولة في الحالة الأرضية (مثل 4f لللانثانوم أو 5s للبلاديوم ) قد تكون مشغولة ومرتبطة في المركبات الكيميائية. (وينطبق الأمر نفسه على مدارات p، التي لم يتم توضيحها بشكل صريح لأنها مشغولة فعليًا فقط في حالة اللورنسيوم في الحالة الأرضية الغازية).

تم ملء أغلفة الإلكترونات بما يخالف قاعدة ماديلونج [ 32 ] (باللون الأحمر) تنبؤات للعناصر 109-112 [ 7 ]
الفترة الرابعة الحصة الخامسة الحصة السادسة الحصة السابعة
عنصرZالتوزيع الإلكتروني عنصرZالتوزيع الإلكتروني عنصرZالتوزيع الإلكتروني عنصرZالتوزيع الإلكتروني
    اللانثانوم57[ Xe ] 6s 2 4f 0 5d 1 الأكتينيوم89[ Rn ] 7s 2 5f 0 6d 1
    السيريوم58[ Xe ] 6s 2 4f 1 5d 1 الثوريوم90[ Rn ] 7s 2 5f 0 6d 2
    براسيوديميوم59[ Xe ] 6s 2 4f 3 5d 0 بروتاكتينيوم91[ Rn ] 7s 2 5f 2 6d 1
    النيوديميوم60[ Xe ] 6s 2 4f 4 5d 0 اليورانيوم92[ Rn ] 7s 2 5f 3 6d 1
    بروميثيوم61[ Xe ] 6s 2 4f 5 5d 0 النبتونيوم93[ Rn ] 7s 2 5f 4 6d 1
    الساماريوم62[ Xe ] 6s 2 4f 6 5d 0 البلوتونيوم94[ Rn ] 7s 2 5f 6 6d 0
    اليوروبيوم63[ Xe ] 6s 2 4f 7 5d 0 الأمريسيوم95[ Rn ] 7s 2 5f 7 6d 0
    الغادولينيوم64[ Xe ] 6s 2 4f 7 5d 1 الكوريوم96[ Rn ] 7s 2 5f 7 6d 1
    تيربيوم65[ Xe ] 6s 2 4f 9 5d 0 البركليوم97[ Rn ] 7s 2 5f 9 6d 0
    ديسبروسيوم66[ Xe ] 6s 2 4f 10 5d 0 الكاليفورنيوم98[ Rn ] 7s 2 5f 10 6d 0
    الهولميوم67[ Xe ] 6s 2 4f 11 5d 0 أينشتاينيوم99[ Rn ] 7s 2 5f 11 6d 0
    الإربيوم68[ Xe ] 6s 2 4f 12 5d 0 الفيرميوم100[ Rn ] 7s 2 5f 12 6d 0
    الثوليوم69[ Xe ] 6s 2 4f 13 5d 0 المندليفيوم101[ Rn ] 7s 2 5f 13 6d 0
    الإيتربيوم70[ Xe ] 6s 2 4f 14 5d 0 نوبيلوم102[ Rn ] 7s 2 5f 14 6d 0
السكانديوم21[ Ar ] 4s 2 3d 1 الإيتريوم39[ Kr ] 5s 2 4d 1 لوتيتيوم71[ Xe ] 6s 2 4f 14 5d 1 لورنسيوم103[ Rn ] 7s 2 5f 14 6d 0 7p 1
التيتانيوم22[ Ar ] 4s 2 3d 2 الزركونيوم40[ Kr ] 5s 2 4d 2 الهافنيوم72[ Xe ] 6s 2 4f 14 5d 2 روثرفورديوم104[ Rn ] 7s 2 5f 14 6d 2
الفاناديوم23[ Ar ] 4s 2 3d 3 النيوبيوم41[ Kr ] 5s 1 4d 4 التنتالوم73[ Xe ] 6s 2 4f 14 5d 3 دبنيوم105[ Rn ] 7s 2 5f 14 6d 3
الكروم24[ Ar ] 4s 1 3d 5 الموليبدينوم42[ Kr ] 5s 1 4d 5 التنجستن74[ Xe ] 6s 2 4f 14 5d 4 سيبورغيوم106[ Rn ] 7s 2 5f 14 6d 4
المنغنيز25[ Ar ] 4s 2 3d 5 التكنيتيوم43[ Kr ] 5s 2 4d 5 الرينيوم75[ Xe ] 6s 2 4f 14 5d 5 بوهريوم107[ Rn ] 7s 2 5f 14 6d 5
حديد26[ Ar ] 4s 2 3d 6 الروثينيوم44[ Kr ] 5s 1 4d 7 الأوزميوم76[ Xe ] 6s 2 4f 14 5d 6 هاسيوم108[ Rn ] 7s 2 5f 14 6d 6
الكوبالت27[ Ar ] 4s 2 3d 7 الروديوم45[ Kr ] 5s 1 4d 8 إيريديوم77[ Xe ] 6s 2 4f 14 5d 7 ميتنريوم109[ Rn ] 7s 2 5f 14 6d 7
النيكل28[ Ar ] 4s 2 3d 8 أو [ Ar ] 4s 1 3d 9 ( متنازع عليه ) [ 33 ] البلاديوم46[ Kr ] 5s 0 4d 10 بلاتينيوم78[ Xe ] 6s 1 4f 14 5d 9 دارمشتاتيوم110[ Rn ] 7s 2 5f 14 6d 8
نحاس29[ Ar ] 4s 1 3d 10 فضي47[ Kr ] 5s 1 4d 10 ذهب79[ Xe ] 6s 1 4f 14 5d 10 رونتجينيوم111[ Rn ] 7s 2 5f 14 6d 9
الزنك30[ Ar ] 4s 2 3d 10 الكادميوم48[ Kr ] 5s 2 4d 10 الزئبق80[ Xe ] 6s 2 4f 14 5d 10 الكوبرنيسيوم112[ Rn ] 7s 2 5f 14 6d 10

تصف الشذوذات المختلفة الذرات الحرة، ولا تتنبأ بالضرورة بسلوكها الكيميائي. فعلى سبيل المثال، يشكل النيوديميوم عادةً حالة الأكسدة +3، على الرغم من أن توزيعه الإلكتروني [ Xe] 4f⁴ 5d⁰ 6s² ، والذي قد يوحي، عند تفسيره بشكل مبسط، بحالة أكسدة +2 أكثر استقرارًا، والتي تُعزى إلى فقدان إلكترونات 6s فقط. في المقابل، فإن اليورانيوم، بتوزيعه الإلكتروني [ Rn] 5f³ 6d¹ 7s² ، ليس مستقرًا جدًا في حالة الأكسدة +3، إذ يفضل حالتي الأكسدة +4 و+6. [ 34 ]

لم يتم التحقق تجريبياً بعد من التوزيع الإلكتروني للعناصر التي تلي الهاسيوم ، ولكن من المتوقع أن تتبع قاعدة ماديلونغ دون استثناءات حتى العنصر 120. من المفترض أن يكون للعنصر 121 التوزيع الإلكتروني الشاذ [ Og ] 8s² 5g⁰ 6f⁰ 7d⁰ 8p¹ ، حيث يمتلك إلكترون ap بدلاً من ag. التوزيعات الإلكترونية التي تلي ذلك مؤقتة ، وتختلف التوقعات بين النماذج، [ 35 ] ولكن من المتوقع أن تنهار قاعدة ماديلونغ بسبب تقارب طاقة المدارات 5g و6f و7d و8 p¹/² . [ 7 ] ومع ذلك، من المتوقع أن يكون تسلسل ملء المدارات 8s، 5g ، 6f، 7d، 8p صحيحاً تقريباً، مع وجود اضطرابات ناتجة عن الانقسام الكبير بين المدارين 8p و9p، والاستقرار النسبي الكبير لغلاف 9s. [ 36 ]

أصداف مفتوحة ومغلقة

في سياق المدارات الذرية ، يُعرف الغلاف المفتوح بأنه غلاف تكافؤ غير مكتمل بالإلكترونات ، أو لم يفقد جميع إلكتروناته التكافؤية عبر روابط كيميائية مع ذرات أو جزيئات أخرى أثناء التفاعل الكيميائي . وعلى النقيض، يُحصل على الغلاف المغلق عندما يكون غلاف التكافؤ مكتملًا. هذا التكوين مستقر للغاية . [ 37 ]

بالنسبة للجزيئات، يشير مصطلح "غلاف مفتوح" إلى وجود إلكترونات غير مزدوجة . في نظرية المدارات الجزيئية ، يؤدي هذا إلى مدارات جزيئية مشغولة بإلكترون واحد. في تطبيقات الكيمياء الحاسوبية لنظرية المدارات الجزيئية، يجب التعامل مع الجزيئات ذات الغلاف المفتوح إما باستخدام طريقة هارتري-فوك المقيدة للغلاف المفتوح أو طريقة هارتري-فوك غير المقيدة . في المقابل، يتوافق تكوين الغلاف المغلق مع حالة تكون فيها جميع المدارات الجزيئية إما مشغولة بإلكترونين أو فارغة ( حالة مفردة ). [ 38 ] تُعد دراسة الجزيئات ذات الغلاف المفتوح حاسوبيًا أكثر صعوبة. [ 39 ]

تكوين الغاز النبيل

التوزيع الإلكتروني للغازات النبيلة هو التوزيع الإلكتروني لهذه الغازات . أساس جميع التفاعلات الكيميائية هو ميل العناصر الكيميائية إلى الاستقرار . تخضع ذرات العناصر الرئيسية عمومًا لقاعدة الثمانية ، بينما تخضع الفلزات الانتقالية عمومًا لقاعدة الثمانية عشر إلكترونًا . الغازات النبيلة ( الهيليوم ، النيون ، الأرجون ، الكريبتون ، الزينون ، الرادون ) أقل نشاطًا من العناصر الأخرى لأنها تمتلك بالفعل توزيعًا إلكترونيًا للغازات النبيلة. يُتوقع أن يكون الأوغانيسون أكثر نشاطًا بسبب التأثيرات النسبية للذرات الثقيلة.

فترةعنصرإعدادات
1هو1s 2
2ني1s 22s 2 2p 6
3أر1s 22s 2 2p 63s 2 3p 6
4كر1s 22s 2 2p 63s 2 3p 64s 2 3d 10 4p 6
5زين1s 22s 2 2p 63s 2 3p 64s 2 3d 10 4p 65s 2 4d 10 5p 6
6ممرضة مسجلة1s 22s 2 2p 63s 2 3p 64s 2 3d 10 4p 65s 2 4d 10 5p 66s 2 4f 14 5d 10 6p 6
7أوغ1s 22s 2 2p 63s 2 3p 64s 2 3d 10 4p 65s 2 4d 10 5p 66s 2 4f 14 5d 10 6p 67s 2 5f 14 6d 10 7p 6

لكل نظام ميلٌ نحو الوصول إلى حالة الاستقرار أو حالة الحد الأدنى من الطاقة، ولذا تشارك العناصر الكيميائية في التفاعلات الكيميائية لاكتساب توزيع إلكتروني مستقر يُشابه توزيع أقرب غاز نبيل إليه . ومن أمثلة هذا الميل تفاعل ذرتي هيدروجين (H) مع ذرة أكسجين (O) لتكوين الماء (H₂O ) . يحتوي الهيدروجين الذري المتعادل على إلكترون واحد في غلاف تكافؤه ، وعند تكوين الماء، يكتسب إلكترونًا ثانيًا من الأكسجين، ليصبح توزيعه الإلكتروني مشابهًا لتوزيع أقرب غاز نبيل إليه، وهو الهيليوم (He) الذي يحتوي على إلكترونين في غلاف تكافؤه. وبالمثل، يحتوي الأكسجين الذري المتعادل على ستة إلكترونات في غلاف تكافؤه، ويكتسب إلكترونين من ذرتي الهيدروجين، ليصبح توزيعه الإلكتروني مشابهًا لتوزيع أقرب غاز نبيل إليه، وهو النيون الذي يحتوي على ثمانية إلكترونات في غلاف تكافؤه.

التوزيع الإلكتروني في الجزيئات

يُعدّ التوزيع الإلكتروني في الجزيئات أكثر تعقيدًا من التوزيع الإلكتروني في الذرات، إذ يمتلك كل جزيء بنية مدارية مختلفة . تُصنّف المدارات الجزيئية وفقًا لتناظرها ، [ e ] ، بدلًا من تصنيفات المدارات الذرية المستخدمة للذرات والأيونات أحادية الذرة ؛ لذا ، يُكتب التوزيع الإلكتروني لجزيء الأكسجين ، O₂ ، على النحو التالي : 1σg² 1σu²  2σg² 2σu² 3σg²  1πu⁴ 1πg² ، [ 40 ] [ 41 ] أو بصورة مكافئة : 1σg² 1σu² 2σg² 2σu² 1πu⁴ 3σg² 1πg² . [ 1 ] يُمثّل المصطلح 1πg² الإلكترونين الموجودين في مداري π * المتساويين في الطاقة ( المضادين للترابط ) . وفقًا لقواعد هوند ، تمتلك هذه الإلكترونات دورانًا متوازيًا في الحالة الأرضية ، وبالتالي يمتلك الأكسجين عزمًا مغناطيسيًا صافيًا (فهو بارامغناطيسي ). وقد شكّل تفسير خاصية البارامغناطيسية للأكسجين نجاحًا كبيرًا لنظرية المدارات الجزيئية .          

يمكن أن يتغير التكوين الإلكتروني للجزيئات متعددة الذرات دون امتصاص أو انبعاث فوتون من خلال اقترانات اهتزازية إلكترونية .

التوزيع الإلكتروني في المواد الصلبة

في المواد الصلبة ، تصبح حالات الإلكترون كثيرة للغاية. وتتوقف عن كونها منفصلة، ​​وتندمج فعلياً في نطاقات متصلة من الحالات الممكنة ( حزمة إلكترونية ). ويفقد مفهوم التوزيع الإلكتروني أهميته، ويحل محله نظرية النطاقات .

التطبيقات

يُعدّ تفسير الخصائص الكيميائية ، في كلٍّ من الكيمياء غير العضوية والعضوية ، التطبيق الأكثر شيوعًا لتوزيع الإلكترونات . في الواقع، أصبح توزيع الإلكترونات، إلى جانب بعض الصيغ المبسطة لنظرية المدارات الجزيئية ، المكافئ الحديث لمفهوم التكافؤ ، إذ يصف عدد ونوع الروابط الكيميائية التي يُتوقع أن تُشكّلها الذرة .

يُعمَّق هذا النهج في الكيمياء الحاسوبية ، التي تسعى عادةً إلى تقدير الخصائص الكيميائية كميًا . لسنوات عديدة، اعتمدت معظم هذه الحسابات على تقريب " التركيب الخطي للمدارات الذرية " (LCAO)، باستخدام مجموعة أساسية متزايدة الحجم والتعقيد من المدارات الذرية كنقطة انطلاق. وتتمثل الخطوة الأخيرة في هذه الحسابات في تحديد مواقع الإلكترونات بين المدارات الجزيئية وفقًا لمبدأ أوفباو. لا تعتمد جميع طرق الكيمياء الحاسوبية على التوزيع الإلكتروني: تُعد نظرية الكثافة الوظيفية (DFT) مثالًا هامًا على طريقة تتجاهل هذا النموذج.

بالنسبة للذرات أو الجزيئات التي تحتوي على أكثر من إلكترون واحد ، تكون حركة الإلكترونات مترابطة ، وبالتالي لا تكون هذه الصورة دقيقة. يتطلب وصف أي نظام متعدد الإلكترونات بدقة عددًا كبيرًا جدًا من التوزيعات الإلكترونية، ولا يمكن ربط مستوى طاقة معين بتوزيع إلكتروني محدد. مع ذلك، عادةً ما تهيمن على الدالة الموجية الإلكترونية عدد قليل جدًا من التوزيعات، ولذلك يبقى مفهوم التوزيع الإلكتروني أساسيًا لأنظمة متعددة الإلكترونات.

يُعدّ تفسير الأطياف الذرية تطبيقًا أساسيًا لتوزيع الإلكترونات . في هذه الحالة، من الضروري إضافة رمز أو أكثر إلى توزيع الإلكترونات ، لوصف مستويات الطاقة المختلفة المتاحة للذرة. يمكن حساب رموز الطاقة لأي توزيع إلكتروني، وليس فقط توزيع الحالة الأرضية المذكور في الجداول، مع العلم أنه لا تُلاحظ جميع مستويات الطاقة عمليًا. ومن خلال تحليل الأطياف الذرية، تم تحديد توزيعات الإلكترونات في الحالة الأرضية للعناصر تجريبيًا.

انظر أيضاً

ملحوظات

  1. 1 2 من الناحية الرسمية، تنشأ الأرقام الكمية n و l و m l من حقيقة أن حلول معادلة شرودنغر المستقلة عن الزمن للذرات الشبيهة بالهيدروجين تعتمد على التوافقيات الكروية .
  2. ↑ تم ملاحظةأوجه التشابه في الخصائص الكيميائية والعلاقة العددية بين الأوزان الذرية للكالسيوم والسترونتيوم والباريوم لأول مرة من قبل يوهان فولفغانغ دوبراينر في عام1817 .
  3. الإلكترونات جسيمات متطابقة ، وهي حقيقة يُشار إليها أحيانًا بـ "عدم إمكانية تمييز الإلكترونات". حلٌّ أحادي الإلكترون لنظام متعدد الإلكترونات يعني إمكانية تمييز الإلكترونات عن بعضها، وهناك أدلة تجريبية قوية تُثبت استحالة ذلك. الحل الدقيق لنظام متعدد الإلكترونات هو مسألة n- جسم حيث n  ≥ 3 (تُعتبر النواة أحد "الأجسام"): وقد استعصت هذه المسائل على الحل التحليلي منذ زمن أويلر على الأقل .
  4. ↑ هناك بعض الحالات في السلسلتين الثانية والثالثة حيث يبقى الإلكترون في مدار s.
  5. ↑ تُكتب التسميات بأحرف صغيرة للدلالة على أنها تُشير إلى وظائف أحادية الإلكترون. ويتم ترقيمها بالتسلسل لكل نوع من أنواع التناظر ( التمثيل غير القابل للاختزال في جدول خصائص المجموعة النقطية للجزيء)، بدءًا من المدار ذي الطاقة الأدنى لهذا النوع.

مراجع

  1. 1 2 الاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية (IUPAC )، موسوعة المصطلحات الكيميائية ، الطبعة الخامسة (الكتاب الذهبي) (2025). النسخة الإلكترونية: (2006 – ) " التكوين (الإلكتروني) ". doi : 10.1351/goldbook.C01248
  2. ↑ الاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية (IUPAC )، موسوعة المصطلحات الكيميائية ، الطبعة الخامسة (الكتاب الذهبي) (2025). النسخة الإلكترونية: (2006 – ) " مبدأ استبعاد باولي ". doi : 10.1351/goldbook.PT07089
  3. ↑ كوان، روبرت د. (2020). نظرية التركيب الذري والأطياف . مطبعة جامعة كاليفورنيا. ISBN 9780520906150.
  4. ↑ وايسشتاين، إريك دبليو. (2007). "المدار الإلكتروني" . وولفرام .
  5. ↑ إيبينغ، داريل د.؛ غامون، ستيفن د. (12 يناير 2007). الكيمياء العامة . سينغيج ليرنينغ. ص 284. ISBN  978-0-618-73879-3.
  6. ↑ ناش، كلينتون س. (2005). "الخواص الذرية والجزيئية للعناصر 112 و114 و118". مجلة الكيمياء الفيزيائية أ . 109 (15): 3493-3500 . Bibcode : 2005JPCA..109.3493N . doi : 10.1021/jp050736o . PMID 16833687 . 
  7. 1 2 3 هوفمان، دارلين سي؛ لي، ديانا إم؛ بيرشينا، فاليريا (2006). "عناصر ما بعد الأكتينيدات وعناصر المستقبل". في: مورس؛ إيدلشتاين، نورمان إم؛ فوجر، جان (محررون). كيمياء عناصر الأكتينيدات وما بعد الأكتينيدات ( الطبعة الثالثة). دوردريخت، هولندا: سبرينغر ساينس + بيزنس ميديا . ISBN  978-1-4020-3555-5.
  8. ↑ راينر-كانهام، جيف؛ أوفرتون، تينا (2014). الكيمياء غير العضوية الوصفية ( الطبعة السادسة). ماكميلان للتعليم. الصفحات 13-15 . ISBN   978-1-319-15411-0.
  9. ↑ لانغمير، إيرفينغ (يونيو 1919). "ترتيب الإلكترونات في الذرات والجزيئات" . مجلة الجمعية الكيميائية الأمريكية . 41 (6): 868-934 . Bibcode : 1919JAChS..41..868L . doi : 10.1021/ja02227a002 .
  10. ^ بور ، نيلز (1923). "Über die Anwendung der Quantumtheorie auf den Atombau. I". Zeitschrift für Physik . 13 (1): 117. بيب كود : 1923ZPhy...13..117B . دوى : 10.1007/BF01328209 . S2CID 123582460 . 
  11. ^ أبيج ، ر. (1904). "Die Valenz und dasperiodische System.Versuch einer Theorie der Molekularverbindungen" [ التكافؤ والنظام الدوري. محاولة نظرية المركبات الجزيئية ] . Zeitschrift für Anorganische Chemie . 39 (1): 330-380 . دوى : 10.1002/zaac.19040390125 .
  12. ↑ ستونر، إي سي (1924). "توزيع الإلكترونات بين المستويات الذرية". المجلة الفلسفية . السلسلة السادسة. 48 (286): 719-36 . doi : 10.1080/14786442408634535 .
  13. ^ باولي ، وولفجانج (1925). "Über den Einfluss der Geschwindigkeitsabhändigkeit der electronmasse auf den Zeemaneffekt". Zeitschrift für Physik . 31 (1): 373. بيب كود : 1925ZPhy...31..373P . دوى : 10.1007/BF02980592 . S2CID 122477612 . ترجمة إنجليزية من: Scerri, Eric R. (1991). "نموذج التكوين الإلكتروني، ميكانيكا الكم والاختزال" (ملف PDF) . المجلة البريطانية لفلسفة العلوم . 42 (3): 309-325 . doi : 10.1093/bjps/42.3.309 .
  14. 1 2 ماديلونج، إروين (1936). Mathematische Hilfsmittel des Physikers . برلين: سبرينغر.
  15. ↑ الاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية (IUPAC )، موسوعة المصطلحات الكيميائية ، الطبعة الخامسة (الكتاب الذهبي) (2025). النسخة الإلكترونية: (2006 – ) " مبدأ البناء ". doi : 10.1351/goldbook.AT06996
  16. ↑ وونغ، د. بان (1979). "التبرير النظري لقاعدة ماديلونغ". مجلة التعليم الكيميائي . 56 (11): 714-18 . Bibcode : 1979JChEd..56..714W . doi : 10.1021/ed056p714 .
  17. 1 2 سكيري، إريك (2019). "خمس أفكار في تعليم الكيمياء يجب التخلي عنها". أسس الكيمياء . 21 : 61-69 . doi : 10.1007/s10698-018-09327-y . S2CID 104311030 . 
  18. ↑ ميلروز، ميلفين ب.؛ سكيري، إريك ر. (1996). "لماذا يُشغل المدار 4s قبل المدار 3d؟". مجلة التعليم الكيميائي . 73 (6): 498-503 . Bibcode : 1996JChEd..73..498M . doi : 10.1021/ed073p498 .
  19. ↑ سكيري، إريك (7 نوفمبر 2013). "مشكلة مبدأ أوفباو" . التعليم في الكيمياء . المجلد 50، العدد 6. الجمعية الملكية للكيمياء . الصفحات 24-26 . مؤرشف من الأصل في 21 يناير 2018. تم الاطلاع عليه في 12 يونيو 2018 .   
  20. ↑ لانجسلاي، رايان ر.؛ فيزر، ميغان إي.؛ زيلر، جوزيف و.؛ فورش، فيليب؛ إيفانز، ويليام ج. (2015). " تخليق وبنية وتفاعلية المركبات الجزيئية البلورية لأنيون { [ C5H3 (SiMe3 ) 2 ] 3Th } 1− الذي يحتوي على الثوريوم في حالة الأكسدة الرسمية +2" . مجلة العلوم الكيميائية 6 (1): 517-521 . doi : 10.1039 /C4SC03033H . PMC 5811171. PMID 29560172 .  
  21. ^ ويكلدر، ماتياس س. فوريست، بلاندين؛ دورهوت، بيتر ك. (2006). "الثوريوم". في مورس، ليستر ر. ادلشتاين، نورمان م.؛ فوغر، جان (محرران). كيمياء عناصر الأكتينيدات والترانساكتينيدات (PDF) . المجلد. 3 ( الطبعة الثالثة). دوردريخت، هولندا: سبرينغر. ص 52 – 160. دوى : 10.1007 / 1-4020-3598-5_3 . رقم ISBN    978-1-4020-3555-5تمت أرشفة هذا الملف من النسخة الأصلية (PDF) بتاريخ 7 مارس 2016.
  22. ^ فيراو، لويز؛ ماتشادو، فرانسيسكو بوليفار كوريتو؛ كونيا، ليوناردو دوس أنجوس؛ فرنانديز، غابرييل فريري سانزوفو. "الرابطة الكيميائية عبر الجدول الدوري: الجزء الأول - الصف الأول والمعادن البسيطة" . كيمركسيف . دوى : 10.26434/chemrxiv.11860941 . S2CID 226121612 . مؤرشفة من الأصلي في 1 ديسمبر 2020 . تم الاسترجاع في 23 أغسطس 2020 . 
  23. ↑ ميك، تيري ل.؛ ألين، ليلاند س. (2002). "عدم انتظام التكوين: الانحرافات عن قاعدة ماديلونغ وانعكاس مستويات طاقة المدارات". رسائل الفيزياء الكيميائية . 362 ( 5-6 ): 362-364 . Bibcode : 2002CPL...362..362M . doi : 10.1016/S0009-2614(02)00919-3 .
  24. ^ كولشا، أندري (2004). "النظام الدوري للعناصر الكيميائية D. I. Mendeleeva" [ النظام الدوري لـ DI Mendeleev للعناصر الكيميائية ] (PDF) . primefan.ru (بالروسية) . تم الاسترجاع في 17 مايو 2020 .
  25. ↑ الاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية (IUPAC )، موسوعة المصطلحات الكيميائية ، الطبعة الخامسة (الكتاب الذهبي) (2025). النسخة الإلكترونية: (2006 – ) " التأثيرات النسبية ". doi : 10.1351/goldbook.RT07093
  26. ↑ بيكو، بيكا (1988). "التأثيرات النسبية في الكيمياء البنيوية". مراجعات كيميائية . 88 (3): 563-94 . doi : 10.1021/cr00085a006 .
  27. ↑ انظر جداول المعهد الوطني للمعايير والتكنولوجيا
  28. ↑ غلوتزل، د. (1978). "خواص الحالة الأرضية للمعادن ذات نطاق f: اللانثانوم والسيريوم والثوريوم". مجلة الفيزياء F: فيزياء المعادن . 8 (7): L163– L168. Bibcode : 1978JPhF....8L.163G . doi : 10.1088/0305-4608/8/7/004 .
  29. ↑ شو، وي؛ جي، وين-شين؛ تشيو، يي-شيانغ؛ شوارتز، دبليو إتش يوجين؛ وانغ، شو-غوانغ (2013). "حول بنية وروابط ثلاثي فلوريدات اللانثانيدات LnF3 ( Ln = La إلى Lu)". الكيمياء الفيزيائية والكيمياء الفيزيائية . 2013 (15): 7839-47 . Bibcode : 2013PCCP...15.7839X . doi : 10.1039/C3CP50717C . PMID 23598823 . 
  30. ↑ مثال للبلاتين
  31. ↑ انظر على سبيل المثال ملصق الجدول الدوري الروسي هذا من تصميم أ. ف. كولشا وتا. أ. كوليفيتش
  32. ↑ ميسلر، جي إل؛ تار، دي إيه (1999). الكيمياء غير العضوية ( الطبعة الثانية). برنتيس هول. ص 38.  
  33. ↑ سكيري، إريك ر. (2007). الجدول الدوري: تاريخه وأهميته . مطبعة جامعة أكسفورد. ص 239-240 . ISBN  978-0-19-530573-9.
  34. ↑ يورغنسن، كريستيان ك. (1988). "تأثير العناصر الأرضية النادرة على الفهم الكيميائي والتصنيف". دليل فيزياء وكيمياء العناصر الأرضية النادرة . المجلد 11. الصفحات 197-292 . doi : 10.1016/S0168-1273(88)11007-6 . ISBN   978-0-444-87080-3.
  35. ↑ أوميموتو، كويتشيرو؛ سايتو، سوسومو (1996). "التوزيع الإلكتروني للعناصر فائقة الثقل" . مجلة الجمعية الفيزيائية اليابانية . 65 (10): 3175-3179 . Bibcode : 1996JPSJ...65.3175U . doi : 10.1143/JPSJ.65.3175 . تاريخ الاسترجاع: 31 يناير 2021 .
  36. ↑ بيكو، بيكا (2016). هل الجدول الدوري صحيح ("PT OK")؟ (ملف PDF) . ندوة نوبل NS160 - كيمياء وفيزياء العناصر الثقيلة وفائقة الثقل.
  37. ↑ "الجدول الدوري" . مؤرشف من الأصل في 3 نوفمبر 2007. تم الاطلاع عليه في 1 نوفمبر 2007 .
  38. ↑ "الفصل 11. تفاعل التكوين" . دليل مستخدم AMPAC™ 10. شركة سيميكيم.
  39. ↑ "مختبر الدراسات النظرية للبنية الإلكترونية وطيف الأنواع ذات الغلاف المفتوح والمثارة إلكترونيًا - iOpenShell" . iopenshell.usc.edu .
  40. ↑ ليفين، في الكيمياء الكمية (الطبعة الرابعة، برنتيس هول 1991)، ص 376، رقم ISBN 0-205-12770-3
  41. ↑ ميسلر جي إل وتار دي إيه، الكيمياء غير العضوية (الطبعة الثانية، برنتيس هول 1999)، ص 118، رقم ISBN 0-13-841891-8