إلكترون التكافؤ

أربع روابط تساهمية . يمتلك الكربون أربعة إلكترونات تكافؤ، وتكافؤه هنا أربعة . أما ذرة الهيدروجين فلها إلكترون تكافؤ واحد، وهي أحادية التكافؤ.

في الكيمياء والفيزياء ، إلكترونات التكافؤ هي الإلكترونات الموجودة في الغلاف الخارجي للذرة ، ويمكنها المشاركة في تكوين الرابطة الكيميائية إذا لم يكن هذا الغلاف مكتملاً . في الرابطة التساهمية الأحادية، يتكون زوج مشترك من الإلكترونات ، حيث تساهم كل ذرة في الرابطة بإلكترون تكافؤ واحد.

يُمكن أن يُحدد وجود إلكترونات التكافؤ الخصائص الكيميائية للعنصر ، مثل تكافؤه - أي قدرته على الارتباط بعناصر أخرى، وإن كان كذلك، فما مدى سهولة ذلك وعدد العناصر التي يرتبط بها. وبهذه الطريقة، تعتمد فعالية عنصر معين بشكل كبير على توزيعه الإلكتروني . بالنسبة لعناصر المجموعات الرئيسية ، لا يوجد إلكترون التكافؤ إلا في الغلاف الإلكتروني الخارجي ؛ أما بالنسبة للفلزات الانتقالية ، فيمكن أن يوجد إلكترون التكافؤ أيضًا في غلاف إلكتروني داخلي.

تميل الذرة ذات الغلاف الإلكتروني المكتمل (الموافق لتوزيع الغازات النبيلة ) إلى أن تكون خاملة كيميائيًا . أما الذرات التي تحتوي على إلكترون أو اثنين إضافيين في غلافها الإلكتروني، فتكون شديدة التفاعل نظرًا لانخفاض الطاقة اللازمة لإزالة الإلكترونات الزائدة لتكوين أيون موجب . في المقابل، تكون الذرة التي تحتوي على إلكترون أو اثنين أقل من غلافها الإلكتروني المكتمل نشطة كيميائيًا، إما لميلها إلى اكتساب الإلكترونات الناقصة وتكوين أيون سالب، أو لمشاركة إلكتروناتها وتكوين رابطة تساهمية.

على غرار إلكترون النواة ، يمتلك إلكترون التكافؤ القدرة على امتصاص الطاقة أو إطلاقها على شكل فوتون . يمكن أن يؤدي اكتساب الطاقة إلى انتقال الإلكترون (قفزه) إلى غلاف خارجي؛ وهذا ما يُعرف بالإثارة الذرية . أو قد يتحرر الإلكترون من غلاف ذرته المرتبط به؛ وهذا ما يُعرف بالتأين لتكوين أيون موجب. عندما يفقد الإلكترون طاقة (مما يؤدي إلى انبعاث فوتون)، فإنه ينتقل إلى غلاف داخلي غير مكتمل.

ملخص

التوزيع الإلكتروني

الإلكترونات التي تحدد التكافؤ - أي كيف تتفاعل الذرة كيميائياً - هي تلك التي تمتلك أعلى طاقة .

بالنسبة لعناصر المجموعة الرئيسية ، تُعرَّف إلكترونات التكافؤ بأنها الإلكترونات الموجودة في الغلاف الإلكتروني ذي أعلى عدد كمي رئيسي n . ^{[ 1 ]} وبالتالي، يعتمد عدد إلكترونات التكافؤ التي قد يمتلكها العنصر على التوزيع الإلكتروني بطريقة بسيطة. على سبيل المثال، التوزيع الإلكتروني للفوسفور (P) هو 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³، أي أن هناك 5 إلكترونات تكافؤ (3s² 3p³ ) ، ^وهو ما ^يُقابل أقصى ^تكافؤ^{للفوسفور} وهو ⁵ كما ^في جزيء ^PF₅_؛ويُختصر هذا التوزيع عادةً إلى [Ne] 3s² ^3p³ ، ^حيث يشير [Ne] إلى إلكترونات النواة التي يتطابق توزيعها مع توزيع غاز النيون النبيل .

مع ذلك، تمتلك العناصر الانتقالية مستويات طاقة ( n -1)d قريبة جدًا من مستوى الطاقة ns. [ 2 ^]^لذا^، على عكس عناصر المجموعات الرئيسية، يُعرَّف إلكترون التكافؤ في الفلزات الانتقالية بأنه إلكترون يقع خارج غلاف التكافؤ للغازات النبيلة. ^[³^] وبالتالي، تتصرف إلكترونات d في الفلزات الانتقالية عمومًا كإلكترونات تكافؤ على الرغم من أنها ليست في الغلاف الخارجي. على سبيل المثال، يمتلك المنغنيز ( Mn) التوزيع الإلكتروني 1s² ^2s² 2p⁶ ^3s²^3p⁶^4s² 3d⁵ ^؛^{ويُختصر} هذا التوزيع إلى [Ar] 4s² ^3d⁵ ، ^حيث يشير [Ar] إلى توزيع إلكتروني مطابق لتوزيع غاز الأرغون النبيل . في هذه ^الذرة ، يمتلك إلكترون 3d طاقة مشابهة لطاقة إلكترون 4s، وأعلى بكثير من طاقة إلكترون 3s أو 3p. في الواقع، من المحتمل وجود سبعة إلكترونات تكافؤ (4s² ^3d⁵ ) خارج النواة الشبيهة بالأرجون؛ وهذا يتوافق مع الحقيقة الكيميائية التي تُشير إلى أن المنغنيز يمكن أن يصل إلى ^حالةأكسدة +7 (في أيون البرمنجنات : MnO⁻⁴ ). (لكن تجدر الإشارة إلى أن مجرد وجود هذا العدد من _{إلكترونات}^{التكافؤ} لا يعني بالضرورة وجود حالة الأكسدة المقابلة. على سبيل المثال، لا يُعرف الفلور بحالة أكسدة +7؛ وعلى الرغم من أن الحد الأقصى المعروف لعدد إلكترونات التكافؤ هو 16 في الإيتربيوم والنوبليوم ، إلا أنه لا توجد حالة أكسدة أعلى من +9 معروفة لأي عنصر).

^{كلما اتجهنا يمينًا في كل سلسلة من الفلزات الانتقالية، انخفضت طاقة الإلكترون في الغلاف الفرعي 3d} ، وقلّت خصائص التكافؤ لهذا الإلكترون. لذا، على الرغم من أن ذرة النيكل تمتلك، من حيث المبدأ، عشرة إلكترونات تكافؤ (4s² ^3d⁸ ) ، فإن حالة أكسدتها لا تتجاوز أربعة. أما بالنسبة للزنك ، فإن الغلاف الفرعي 3d مكتمل في جميع المركبات المعروفة، مع أنه يُساهم في نطاق التكافؤ في بعض المركبات. ^[⁴^] وتنطبق أنماط مماثلة على مستويات الطاقة ( n -2)f للفلزات الانتقالية الداخلية.

يُعد عدد الإلكترونات d أداة بديلة لفهم كيمياء الفلزات الانتقالية.

عدد إلكترونات التكافؤ

يمكن تحديد عدد إلكترونات التكافؤ لعنصر ما من خلال المجموعة (العمود الرأسي) في الجدول الدوري التي يُصنَّف فيها هذا العنصر. في المجموعات من 1 إلى 12، يتطابق رقم المجموعة مع عدد إلكترونات التكافؤ؛ وفي المجموعات من 13 إلى 18، يتطابق رقم الآحاد في رقم المجموعة مع عدد إلكترونات التكافؤ. (الهيليوم هو الاستثناء الوحيد). ^{[ 5 ]}

	1	2															3	4	5	6	7	8	9	10	11	12	13	14	15	16	17	18
1	H 1																															هو 2
2	لي 1	كن 2																									ب 3	ج 4	N 5	O 6	F 7	ني 8
3	Na 1	Mg 2																									Al 3	Si 4	ص 5	S 6	الفئة 7	Ar 8
4	ك 1	Ca 2															المشهد 3	تي 4	V 5	Cr 6	Mn 7	Fe 8	Co 9	Ni 10	Cu 11	Zn 12	Ga 3	جي 4	كما 5	Se 6	بر 7	8 كرونة
5	Rb 1	Sr 2															Y 3	Zr 4	رقم 5	مو 6	Tc 7	Ru 8	Rh 9	الصفحة 10	11 أغسطس	Cd 12	في 3	سن 4	Sb 5	Te 6	أنا 7	Xe 8
6	ج 1	Ba 2	لا 3	Ce 4	التمرين 5	Nd 6	الساعة 7 مساءً	Sm 8	9 يورو	Gd 10	تي بي 11	اليوم 12	هو 13	إر 14	Tm 15	Yb 16	لو 3	Hf 4	تا 5	W 6	إعادة 7	نظام التشغيل 8	9	الجزء العاشر	11 أغسطس	Hg 12	تي إل 3	الرصاص 4	بي 5	Po 6	في الساعة 7	رقم 8
7	Fr 1	را 2	Ac 3	4	الصفحة 5	U 6	رقم 7	بو 8	الساعة 9 صباحًا	10 سم	الكتاب 11	انظر 12	Es 13	Fm 14	Md 15	رقم 16	Lr 3	Rf 4	دي بي 5	Sg 6	Bh 7	Hs 8	جبل 9	Ds 10	Rg 11	Cn 12	NH 3	الطابق الرابع	مك 5	المستوى 6	Ts 7	8 أو جي

الهيليوم استثناء: على الرغم من امتلاكه تكوين 1s ² مع إلكترونين تكافؤ، وبالتالي وجود بعض أوجه التشابه مع المعادن القلوية الترابية ذات تكوينات التكافؤ n s ² ، إلا أن غلافه ممتلئ تمامًا، ومن ثم فهو خامل كيميائيًا للغاية، وعادة ما يتم وضعه في المجموعة 18 مع الغازات النبيلة الأخرى.

غلاف التكافؤ

غلاف التكافؤ هو مجموعة المدارات التي يمكن الوصول إليها من الناحية الطاقية لاستقبال الإلكترونات لتكوين روابط كيميائية .

بالنسبة لعناصر المجموعة الرئيسية، يتكون غلاف التكافؤ من المدارات n s و n p في الغلاف الإلكتروني الخارجي . أما بالنسبة للمعادن الانتقالية ، فتُضاف مدارات الغلاف الفرعي غير المكتمل ( n − 1)d، وبالنسبة لللانثانيدات والأكتينيدات ، تُضاف مدارات الغلافين الفرعيين غير المكتملين ( n − 2)f و ( n − 1)d. قد تقع المدارات المعنية في غلاف إلكتروني داخلي، ولا تتوافق جميعها مع نفس الغلاف الإلكتروني أو العدد الكمي الرئيسي n في عنصر معين، ولكنها جميعًا تقع عند طاقات متقاربة. ^{[ 5 ]}

نوع العنصر	الهيدروجين والهيليوم	عناصر المجموعة الرئيسية ( s- و p- )	عناصر المجموعة د ( الفلزات الانتقالية )	عناصر المجموعة f ( اللانثانيدات والأكتينيدات )
مدارات التكافؤ ^{[ 6 ]}	1 ثانية	ن س ن ب	ن س ( ن - 1)د ن ب	ن س ( ن - 2)f ( ن - 1)د ن ب
قواعد عد الإلكترونات	قاعدة الثنائي/الثنائي	قاعدة الثمانية	قاعدة 18 إلكترون	قاعدة 32 إلكترون

كقاعدة عامة، تميل عناصر المجموعات الرئيسية (باستثناء الهيدروجين والهيليوم) إلى التفاعل لتكوين ^توزيعإلكتروني ^2p⁶ . تُعرف هذه الظاهرة بقاعدة الثمانية ، لأن كل ذرة مرتبطة تحتوي على 8 إلكترونات تكافؤ ، بما في ذلك الإلكترونات المشتركة. وبالمثل، تميل الفلزات الانتقالية إلى التفاعل لتكوين توزيع إلكتروني 10s²2p⁶ . تُعرف هذه الظاهرة بقاعدة ^{الثمانية}^عشرإلكترونًا ، لأن كل ذرة مرتبطة تحتوي على 18 إلكترون تكافؤ ^، بما في ذلك الإلكترونات المشتركة.

تستطيع عناصر المجموعة الثانية الثقيلة، الكالسيوم والسترونتيوم والباريوم، استخدام الغلاف الفرعي ( n -1)d أيضاً، مما يمنحها بعض أوجه التشابه مع الفلزات الانتقالية. ^{[ 7 ]}^{[ 8 ]}^{[ 9 ]}

التفاعلات الكيميائية

يتحكم عدد إلكترونات التكافؤ في الذرة في سلوكها الرابطي . لذلك، غالبًا ما تُجمع العناصر التي تمتلك ذراتها نفس عدد إلكترونات التكافؤ معًا في الجدول الدوري للعناصر، خاصةً إذا كانت تمتلك أيضًا نفس أنواع مدارات التكافؤ. ^{[ 10 ]}

أكثر أنواع العناصر المعدنية نشاطًا هي الفلزات القلوية من المجموعة الأولى (مثل الصوديوم أو البوتاسيوم ). ويعود ذلك إلى احتواء ذرة هذا النوع على إلكترون تكافؤ واحد فقط. أثناء تكوين الرابطة الأيونية ، التي توفر طاقة التأين اللازمة ، يفقد إلكترون التكافؤ هذا بسهولة لتكوين أيون موجب (كاتيون) ذي غلاف إلكتروني مكتمل (مثل Na⁺ ^أو K⁺ ⁾ . أما الفلزات القلوية الترابية من المجموعة الثانية (مثل المغنيسيوم ) فهي أقل نشاطًا نسبيًا، لأن كل ذرة منها يجب أن تفقد إلكترونين من غلاف التكافؤ لتكوين أيون موجب ذي غلاف إلكتروني مكتمل (مثل Mg²⁺ ⁾ .

ضمن كل مجموعة (كل عمود في الجدول الدوري) من الفلزات، تزداد الفعالية الكيميائية مع كل صف أدنى في الجدول (من عنصر خفيف إلى عنصر أثقل)، لأن العنصر الأثقل يحتوي على عدد أكبر من أغلفة الإلكترونات مقارنةً بالعنصر الأخف. توجد إلكترونات التكافؤ للعنصر الأثقل عند أعداد كمية رئيسية أعلى (فهي أبعد عن نواة الذرة، وبالتالي تكون عند طاقات كامنة أعلى، مما يعني أنها أقل ارتباطًا بالنواة).

تميل ذرة اللافلز إلى جذب إلكترونات تكافؤ إضافية للوصول إلى غلاف تكافؤ مكتمل. ويمكن تحقيق ذلك بإحدى طريقتين: إما بمشاركة الإلكترونات مع ذرة مجاورة ( رابطة تساهمية )، أو بنزع إلكترونات من ذرة أخرى ( رابطة أيونية ). يُعد الهالوجين (مثل الفلور (F) أو الكلور ⁽ Cl)) أكثر أنواع اللافلزات نشاطًا . يمتلك هذا النوع من الذرات التوزيع الإلكتروني التالي: s² ^2p⁵ ؛ وهذا يتطلب إلكترون تكافؤ إضافي واحد فقط لإكمال غلاف التكافؤ. لتكوين رابطة أيونية، يمكن لذرة الهالوجين نزع إلكترون من ذرة أخرى لتكوين أيون سالب (مثل F⁻ ^، Cl⁻ ^، إلخ). أما لتكوين رابطة تساهمية، فيتشارك إلكترون من الهالوجين مع إلكترون من ذرة أخرى (على سبيل المثال، في جزيء H-F، يمثل الخط زوجًا مشتركًا من إلكترونات التكافؤ، أحدهما من الهيدروجين والآخر من الفلور).

ضمن كل مجموعة من اللافلزات، يقل النشاط الكيميائي مع كل صف أدنى في الجدول الدوري (من عنصر خفيف إلى عنصر ثقيل)، لأن إلكترونات التكافؤ تكون عند طاقات أعلى تدريجيًا، وبالتالي تكون أقل ارتباطًا. في الواقع، يُعد الأكسجين (أخف عنصر في المجموعة 16) أكثر اللافلزات نشاطًا كيميائيًا بعد الفلور، على الرغم من أنه ليس من الهالوجينات، لأن أغلفة التكافؤ للهالوجينات الأثقل تكون عند أعداد كمية رئيسية أعلى.

في هذه الحالات البسيطة التي تُراعى فيها قاعدة الثمانية، تساوي تكافؤ الذرة عدد الإلكترونات المكتسبة أو المفقودة أو المشتركة لتكوين الثمانية المستقرة. مع ذلك، توجد أيضًا العديد من الجزيئات التي تُعدّ استثناءً ، والتي يكون فيها تحديد التكافؤ أقل وضوحًا.

الموصلية الكهربائية

تُعد إلكترونات التكافؤ مسؤولة أيضًا عن الترابط في العناصر الكيميائية النقية، وما إذا كانت موصليتها الكهربائية مميزة للمعادن أو أشباه الموصلات أو العوازل.

v ت هـ روابط المواد البسيطة في الجدول الدوري
	1	2															3	4	5	6	7	8	9	10	11	12	13	14	15	16	17	18
المجموعة →
↓ فترة
1	ح																															هو
2	لي	يكون																									ب	ج	شمال	يا	F	ني
3	نا	المغنيسيوم																									ال	نعم	P	S	Cl	أر
4	ك	كاليفورنيا															العلوم	تي	V	Cr	المنغنيز	Fe	شركة	ني	النحاس	الزنك	جا	جي	مثل	سي	بر	كر
5	Rb	كبير															Y	زركونيوم	ملاحظة	شهر	Tc	رو	Rh	Pd	الزراعة	قرص مضغوط	في	سن	Sb	تي	أنا	زين
6	ج	با	لا	سي	برو	اختصار الثاني	مساءً	صغير	الاتحاد الأوروبي	الله	السل	دي	هو	إيه	™	Yb	لو	Hf	تا	دبليو	يكرر	نظام التشغيل	إير	نقطة	أستراليا	الزئبق	تي إل	الرصاص	ثنائي الجنس	بو	في	ممرضة مسجلة
7	الأب	رع	أ	ذ	با	يو	Np	بو	أكون	سم	كتاب	انظر	إس	إف إم	ماريلاند	لا	اليسار	الترددات الراديوية	قاعدة البيانات	سنغافورة	به	Hs	جبل	دي إس	Rg	سن	نيو هامبشاير	فلوريدا	مك	المستوى	تس	أوغ

رابطة تساهمية شبكية معدنية ، رابطة تساهمية جزيئية، ذرات مفردة، غير معروف. يوضح لون الخلفية روابط المواد البسيطة في الجدول الدوري . إذا وُجدت عدة روابط، يُؤخذ الشكل الأكثر استقرارًا في الاعتبار.

تتميز العناصر المعدنية عمومًا بموصلية كهربائية عالية في الحالة الصلبة . في كل صف من الجدول الدوري ، تقع المعادن على يسار اللافلزات، وبالتالي يمتلك المعدن عددًا أقل من إلكترونات التكافؤ الممكنة مقارنةً باللافلز. مع ذلك، يمتلك إلكترون التكافؤ في ذرة المعدن طاقة تأين منخفضة ، وفي الحالة الصلبة يكون هذا الإلكترون حرًا نسبيًا في مغادرة ذرة والارتباط بذرة أخرى مجاورة. هذه الحالة تميز الرابطة المعدنية . يمكن تحريك هذا الإلكترون " الحر" تحت تأثير مجال كهربائي ، وتشكل حركته تيارًا كهربائيًا ؛ وهو المسؤول عن الموصلية الكهربائية للمعدن. يُعد النحاس والألومنيوم والفضة والذهب أمثلة على الموصلات الجيدة .

العنصر اللافلزي يتميز بموصلية كهربائية منخفضة؛ فهو يعمل كعازل . يوجد هذا العنصر في الجزء الأيمن من الجدول الدوري، ويحتوي غلاف تكافؤه على نصف ممتلئ على الأقل (باستثناء البورون ). طاقة تأينه عالية؛ إذ لا يستطيع الإلكترون مغادرة الذرة بسهولة عند تطبيق مجال كهربائي، وبالتالي لا يستطيع هذا العنصر توصيل سوى تيارات كهربائية ضئيلة جدًا. من أمثلة العوازل العنصرية الصلبة الماس ( أحد أشكال الكربون ) والكبريت . تُشكل هذه العناصر هياكل ذات روابط تساهمية، إما بروابط تساهمية تمتد عبر الهيكل بأكمله (كما في الماس) أو بجزيئات تساهمية فردية تتجاذب فيما بينها بشكل ضعيف بفعل قوى بين جزيئية (كما في الكبريت ). ( تبقى الغازات النبيلة على شكل ذرات منفردة، ولكنها تخضع أيضًا لقوى تجاذب بين الجزيئات، والتي تصبح أقوى كلما اتجهنا لأسفل المجموعة: يغلي الهيليوم عند -269 درجة مئوية، بينما يغلي الرادون عند -61.7 درجة مئوية.)

يمكن أن يكون المركب الصلب الذي يحتوي على معادن عازلاً أيضاً إذا استُخدمت إلكترونات التكافؤ لذرات المعدن لتكوين روابط أيونية . على سبيل المثال، على الرغم من أن الصوديوم العنصري معدن، فإن كلوريد الصوديوم الصلب عازل، لأن إلكترون التكافؤ للصوديوم ينتقل إلى الكلور لتكوين رابطة أيونية، وبالتالي لا يمكن تحريك هذا الإلكترون بسهولة.

تتميز أشباه الموصلات بموصلية كهربائية متوسطة بين موصلية المعادن واللافلزات؛ كما تختلف عن المعادن في أن موصليتها تزداد مع ارتفاع درجة الحرارة . ومن أشباه الموصلات العنصرية الشائعة السيليكون والجرمانيوم ، حيث تحتوي كل ذرة منهما على أربعة إلكترونات تكافؤ. تُفسَّر خصائص أشباه الموصلات على أفضل وجه باستخدام نظرية النطاقات ، وذلك نتيجةً لفجوة طاقة صغيرة بين نطاق التكافؤ (الذي يحتوي على إلكترونات التكافؤ عند الصفر المطلق) ونطاق التوصيل (الذي تُثار إليه إلكترونات التكافؤ بفعل الطاقة الحرارية).

مراجع

↑ بيتروتشي، رالف هـ.؛ هاروود، ويليام س.؛ هيرينغ، ف. جيفري (2002). الكيمياء العامة: المبادئ والتطبيقات الحديثة ( الطبعة الثامنة). أبر سادل ريفر، نيوجيرسي: برنتيس هول. ص 339. ISBN 978-0-13-014329-7LCCN 2001032331 . OCLC 46872308 .
↑ ترتيب ملء مدارات 3d و 4s . chemguide.co.uk
↑ Miessler GL and Tarr, DA, Inorganic Chemistry (2nd edn. Prentice-Hall 1999). p.48.
↑ توسيل، جيه إيه (1 نوفمبر 1977). "دراسات نظرية لطاقات ربط مدارات التكافؤ في كبريتيد الزنك الصلب، وأكسيد الزنك، وفلوريد الزنك". الكيمياء اللاعضوية . 16 (11): 2944-2949 . doi : 10.1021/ic50177a056 .
1 2 كيلر، جيمس؛ ووترز، بيتر (2014). التركيب الكيميائي والتفاعلية (الطبعة الثانية ). مطبعة جامعة أكسفورد. الصفحات 257-260 . ISBN 978-0-19-9604135.
↑ تشي، تشاوكسيان؛ بان، سوديب؛ جين، جياي؛ مينغ، لويان؛ لو، مينغبيو؛ تشاو، ليلي؛ تشو، مينغفي؛ فرينكينغ، غيرنوت (2019). "معقدات أيون الأوكتاكربونيل للأكتينيدات [ An(CO)8 ] +/− (An=Th, U) ودور مدارات f في الرابطة بين المعدن والرابطة" . Chem . Eur. J. 25 (50): 11772–11784 . doi : 10.1002/chem.201902625 . PMC 6772027. PMID 31276242 .
↑ غرينوود، نورمان ن .؛ إيرنشو، آلان (1997). كيمياء العناصر ( الطبعة الثانية). باتروورث-هاينمان. ص 117. doi : 10.1016/C2009-0-30414-6 . ISBN 978-0-08-037941-8.
↑ تشو، مينغفي؛ فرينكينغ، غيرنوت (2021). "كيمياء الفلزات الانتقالية لذرات الفلزات القلوية الترابية الأثقل: الكالسيوم، والسترونتيوم، والباريوم". مجلة أبحاث الكيمياء . 54 (15): 3071-3082 . doi : 10.1021/acs.accounts.1c00277 . PMID 34264062. S2CID 235908113 .
↑ فرنانديز، إسرائيل؛ هولزمان، نيكول؛ فرينكينغ، غيرنوت (2020). "المدارات التكافؤية لذرات الفلزات القلوية الترابية" . مجلة الكيمياء الأوروبية . 26 (62): 14194-14210 . doi : 10.1002/chem.202002986 . PMC 7702052. PMID 32666598 .
↑ جنسن، ويليام ب. (2000). "القانون الدوري والجدول الدوري" (ملف PDF) . مؤرشف من الأصل (ملف PDF) بتاريخ 10 نوفمبر 2020. تم الاطلاع عليه بتاريخ 10 ديسمبر 2022 .

روابط خارجية

فرانسيس، عدن. إلكترونات التكافؤ .

[1] بيتروتشي، رالف هـ.؛ هاروود، ويليام س.؛ هيرينغ، ف. جيفري (2002). الكيمياء العامة: المبادئ والتطبيقات الحديثة ( الطبعة الثامنة). أبر سادل ريفر، نيوجيرسي: برنتيس هول. ص 339. ISBN 978-0-13-014329-7LCCN 2001032331 . OCLC 46872308 .

[2] ترتيب ملء مدارات 3d و 4s . chemguide.co.uk

[3] Miessler GL and Tarr, DA, Inorganic Chemistry (2nd edn. Prentice-Hall 1999). p.48.

[4] توسيل، جيه إيه (1 نوفمبر 1977). "دراسات نظرية لطاقات ربط مدارات التكافؤ في كبريتيد الزنك الصلب، وأكسيد الزنك، وفلوريد الزنك". الكيمياء اللاعضوية . 16 (11): 2944-2949 . doi : 10.1021/ic50177a056 .

[KW-5] 1 2 كيلر، جيمس؛ ووترز، بيتر (2014). التركيب الكيميائي والتفاعلية (الطبعة الثانية ). مطبعة جامعة أكسفورد. الصفحات 257-260 . ISBN 978-0-19-9604135.

[6] تشي، تشاوكسيان؛ بان، سوديب؛ جين، جياي؛ مينغ، لويان؛ لو، مينغبيو؛ تشاو، ليلي؛ تشو، مينغفي؛ فرينكينغ، غيرنوت (2019). "معقدات أيون الأوكتاكربونيل للأكتينيدات [ An(CO)8 ] +/− (An=Th, U) ودور مدارات f في الرابطة بين المعدن والرابطة" . Chem . Eur. J. 25 (50): 11772–11784 . doi : 10.1002/chem.201902625 . PMC 6772027. PMID 31276242 .

[7] غرينوود، نورمان ن .؛ إيرنشو، آلان (1997). كيمياء العناصر ( الطبعة الثانية). باتروورث-هاينمان. ص 117. doi : 10.1016/C2009-0-30414-6 . ISBN 978-0-08-037941-8.

[8] تشو، مينغفي؛ فرينكينغ، غيرنوت (2021). "كيمياء الفلزات الانتقالية لذرات الفلزات القلوية الترابية الأثقل: الكالسيوم، والسترونتيوم، والباريوم". مجلة أبحاث الكيمياء . 54 (15): 3071-3082 . doi : 10.1021/acs.accounts.1c00277 . PMID 34264062. S2CID 235908113 .

[9] فرنانديز، إسرائيل؛ هولزمان، نيكول؛ فرينكينغ، غيرنوت (2020). "المدارات التكافؤية لذرات الفلزات القلوية الترابية" . مجلة الكيمياء الأوروبية . 26 (62): 14194-14210 . doi : 10.1002/chem.202002986 . PMC 7702052. PMID 32666598 .

[jensenlaw-10] جنسن، ويليام ب. (2000). "القانون الدوري والجدول الدوري" (ملف PDF) . مؤرشف من الأصل (ملف PDF) بتاريخ 10 نوفمبر 2020. تم الاطلاع عليه بتاريخ 10 ديسمبر 2022 .

[ 1 ]

]

[

[

[ 5 ]

[ 6 ]

[ 7 ]

[ 8 ]

[ 9 ]

[ 10 ]