ما أغلفة الإلكترونات؟

الأغلفة: طبقات من الإلكترونات

توجد الإلكترونات حول النواة في أغلفة، وتسمى أيضاً مستويات الطاقة، وهي تعمل إلى حد ما مثل طوابق المبنى. الغلاف الأول هو الأقرب إلى النواة والأدنى طاقة، وكل غلاف بعده أبعد وأعلى طاقة.

ترقَّم الأغلفة 1 و2 و3 وهكذا، من النواة إلى الخارج، ولها أيضاً أسماء حرفية: K وL وM وN للأغلفة الأربعة الأولى. ويخبرك رقم دورة العنصر بعدد الأغلفة التي تستخدمها ذراته، فالصوديوم، في الدورة 3، له إلكترونات في ثلاثة أغلفة.

كم إلكتروناً يتسع له كل غلاف

يستطيع كل غلاف أن يحمل عدداً أقصى من الإلكترونات، تعطيه الصيغة 2n²، حيث n هو رقم الغلاف. يتسع الغلاف الأول لـ 2 × 1² = 2، والثاني لـ 2 × 2² = 8، والثالث لـ 2 × 3² = 18، والرابع لـ 2 × 4² = 32.

تملأ الإلكترونات الغلاف الأدنى طاقة أولاً، وعندما يمتلئ غلاف يبدأ الإلكترون التالي غلافاً جديداً أبعد. فإلكترونا الهيليوم يملآن الغلاف الأول، لذا يجب أن يدخل الإلكترون الثالث في الليثيوم الغلاف الثاني، فينتج الترتيب 2, 1.

النمط 2-8-8 لأول 20 عنصراً

في أول 20 عنصراً، تعطي قاعدة بسيطة واحدة ترتيب الإلكترونات: ضع إلكترونين في الغلاف الأول، وما يصل إلى 8 في الثاني، وما يصل إلى 8 في الثالث، وما تبقى في الرابع. الكربون (6 إلكترونات) هو 2, 4. والصوديوم (11) هو 2, 8, 1. والكلور (17) هو 2, 8, 7. والأرغون (18) هو 2, 8, 8.

يمكن للغلاف الثالث أن يتسع لـ 18 إلكتروناً، ومع ذلك فالبوتاسيوم (19) هو 2, 8, 8, 1 والكالسيوم (20) هو 2, 8, 8, 2، لأن الجزء الأول من الغلاف الرابع أقل طاقة قليلاً من بقية الغلاف الثالث. ومن السكانديوم (21) فصاعداً تعود الإلكترونات إلى ملء الغلاف الثالث، لذا فإن القاعدة 2-8-8 لا تصح إلا حتى الكالسيوم.

رسم مخطط بور

مخطط بور رسم سريع لأغلفة الذرة. ارسم دائرة صغيرة للنواة ورمز العنصر بداخلها، ثم حلقة لكل غلاف، وضع الإلكترونات على الحلقات كنقاط.

مثال محلول: الصوديوم. عدده الذري 11، لذا فذرة الصوديوم المتعادلة فيها 11 إلكتروناً. ضع 2 على الحلقة الأولى، فيتبقى 9. وضع 8 على الحلقة الثانية، فيتبقى 1، ويجلس هذا الإلكترون الأخير وحده على الحلقة الثالثة. ويُظهر المخطط 2, 8, 1.

لماذا يهم الغلاف الخارجي

الإلكترونات في الغلاف الأخير، أي إلكترونات التكافؤ، هي التي تحدد كيف تتفاعل الذرة. والذرات ذات الغلاف الخارجي الممتلئ، مثل النيون (2, 8) والأرغون (2, 8, 8)، لا تكاد تتفاعل إطلاقاً. أما الليثيوم (2, 1) والصوديوم (2, 8, 1) والبوتاسيوم (2, 8, 8, 1) فلكل منها إلكترون خارجي واحد تفقده بسهولة، لذا فهي جميعاً فلزات تفاعلية.

نموذج بور وحدوده

اقترح الفيزيائي الدنماركي نيلز بور هذا النموذج عام 1913. فقد افترض أن الإلكترونات تسير في مدارات ثابتة ذات طاقات ثابتة وتُصدر ضوءاً عندما تنتقل من مدار أعلى إلى مدار أدنى. وقد فسّر ذلك الألوان الدقيقة للضوء الصادر من غاز الهيدروجين المتوهج، وكان ذلك نجاحاً كبيراً في ذلك الوقت.

لكن للنموذج حدوداً. فهو لا يتنبأ بشكل صحيح إلا بالضوء الصادر من الهيدروجين والذرات الأخرى ذات الإلكترون الواحد، ولا تدور الإلكترونات فعلاً حول النواة مثل الكواكب حول الشمس. وفي النموذج الكمّي الحديث يشغل كل إلكترون أوربيتالاً، وهو منطقة يُرجَّح وجوده فيها، وينقسم كل غلاف إلى أغلفة فرعية تسمى s وp وd وf. ويبقى أداة مفيدة لعدّ الإلكترونات، ما دمت تتذكر أنه مبسّط.