الجدول الدوري مع إلكترونات التكافؤ

ما إلكترونات التكافؤ؟

تملأ الإلكترونات الأغلفة حول النواة، والغلاف المشغول الأخير هو غلاف التكافؤ. إلكتروناته هي الأبعد عن النواة والأقل إحكامًا في الارتباط بها، ولذلك فهي التي تُفقد أو تُكتسب أو تُتشارك عند ترابط الذرات. تتصرف العناصر التي لها العدد نفسه من إلكترونات التكافؤ بطرق متشابهة، ولهذا تصطف في المجموعة نفسها.

تتفاعل ذرات كثيرة بطرق تمنحها ثمانية إلكترونات في غلافها الخارجي، وهو نمط يسمى قاعدة الثمانية (الهيدروجين والهيليوم مستقران بإلكترونين). يفقد الصوديوم، بإلكترون تكافؤ واحد، إلكترونه بسهولة، ويكتسب الكلور، بسبعة، إلكترونًا إضافيًا بسهولة، وقلّما تتفاعل الغازات النبيلة التي لها غلاف ممتلئ أصلًا.

إيجاد إلكترونات التكافؤ من رقم المجموعة

لعناصر المجموعة 1 إلكترون تكافؤ واحد ولعناصر المجموعة 2 إلكترونان. وللمجموعات من 13 إلى 18 اطرح 10 من رقم المجموعة: للبورون والألومنيوم في المجموعة 13 ثلاثة، وللكربون في المجموعة 14 أربعة، وللنيتروجين خمسة، وللأكسجين ستة، وللهالوجينات سبعة، وللغازات النبيلة ثمانية. والهيليوم استثناء في المجموعة 18، إذ غلافه الأول الممتلئ يضم إلكترونين فقط.

من حيث التوزيع الإلكتروني، إلكترونات التكافؤ لعنصر من المجموعات الرئيسية هي تلك الموجودة في مستوييه الفرعيين الخارجيين s وp. الكبريت، [Ne] 3s² 3p⁴، له 2 + 4 = 6. وعلى الجدول تعرض كل خانة العدد، ويبيّن مفتاح الألوان تحت الجدول التدرج اللوني.

الفلزات الانتقالية واللانثانيدات والأكتينيدات

بالنسبة لهذه الفلزات يحسب الجدول الإلكترونات في الغلاف الأخير، وهي عادةً إلكترونات s الخارجية فقط، ولذلك يُظهر معظمها 2. يُعرض الحديد، [Ar] 3d⁶ 4s²، بالعدد 2، ويُعرض الكروم والنحاس، ولكل منهما إلكترون واحد في 4s، بالعدد 1. والبلاديوم هو الاستثناء: توزيعه، [Kr] 4d¹⁰، لا يحتوي على إلكترون في المستوى الفرعي 5s، لذا يُعرض بإلكتروناته الخارجية العشرة من النوع d.

تذكّر أن إلكترونات d، وإلكترونات f في اللانثانيدات والأكتينيدات، يمكنها أيضًا المشاركة في الترابط. ولهذا يكوّن الحديد Fe²⁺ وFe³⁺ معًا، ويمكن أن يصل المنغنيز إلى +7. وبالنسبة لهذه الفلزات، العدد المعروض نقطة بداية وليس حصرًا كاملًا للإلكترونات التي يمكنها استخدامها.

مثال محلول: الأكسجين

العدد الذري للأكسجين 8 وتوزيعه [He] 2s² 2p⁴. غلافه الخارجي، وهو الثاني، يضم 2 + 4 = 6 إلكترونات، وهذا يطابق موقعه في المجموعة 16. ولإكمال الثمانية يحتاج إلى إلكترونين آخرين. يمكنه اكتسابهما لتكوين أيون الأكسيد O²⁻، أو مشاركتهما في رابطتين تساهميتين، كما في الماء (H₂O). وفي بنية لويس للماء، لدى الأكسجين زوجان رابطان وزوجان منفردان، أي ثمانية إلكترونات في المجموع.