ما إلكترونات التكافؤ وكيف تجدها؟

ما إلكترونات التكافؤ

تترتب إلكترونات الذرة في أغلفة حول النواة. أما الإلكترونات في الأغلفة الداخلية، وتسمى إلكترونات القلب، فهي مشدودة بإحكام ونادراً ما تشارك في التفاعلات. والإلكترونات في الغلاف الأخير أبعد عن النواة وأقل إحكاماً وهي الأولى في التفاعل مع الذرات الأخرى. هذه هي إلكترونات التكافؤ.

للصوديوم 11 إلكتروناً مرتبة على النحو 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹. تشكّل العشرة الأولى قلباً مستقراً له الترتيب نفسه الموجود في النيون، والإلكترون الوحيد 3s هو إلكترون التكافؤ الوحيد للصوديوم. وتأتي كيمياء الصوديوم كلها تقريباً من ذلك الإلكترون الواحد.

كيف تجد إلكترونات التكافؤ من رقم المجموعة

في عناصر المجموعات الرئيسية يعطيك الجدول الدوري الجواب مباشرة. فللعناصر في المجموعتين 1 و2 إلكترون تكافؤ واحد وإلكترونان على الترتيب. أما المجموعات من 13 إلى 18 فاطرح 10 من رقم المجموعة: للمجموعة 13 ثلاثة، وللمجموعة 14 أربعة، وللمجموعة 15 خمسة، وللمجموعة 16 ستة، وللمجموعة 17 سبعة، وللمجموعة 18 ثمانية.

إذن فللكربون (المجموعة 14) 4 إلكترونات تكافؤ، وللنيتروجين (المجموعة 15) 5، وللأكسجين (المجموعة 16) 6، وللنيون (المجموعة 18) 8. والهيليوم هو الاستثناء في المجموعة 18: فله إلكترونا تكافؤ فقط، وهما يملآن غلافه الأول بالكامل.

كيف تجدها من التوزيع الإلكتروني

إذا عرفت التوزيع الإلكتروني، فعُدّ الإلكترونات في الغلاف الأعلى رقماً. وفي عناصر المجموعات الرئيسية تكون هذه هي الإلكترونات الخارجية s وp.

الأكسجين هو 1s² 2s² 2p⁴. وأعلى غلاف فيه هو 2، الذي يحمل 2 + 4 = 6 إلكترونات، لذا فللأكسجين 6 إلكترونات تكافؤ. والبروم هو [Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p⁵. وأعلى غلاف فيه هو 4، الذي يحمل 2 + 5 = 7 إلكترونات. والغلاف الفرعي 3d الممتلئ يعود إلى غلاف داخلي ولا يُحسب، لذا فللبروم 7 إلكترونات تكافؤ، مثل كل الهالوجينات الأخرى.

إلكترونات التكافؤ والأيونات

تميل الذرات إلى اكتساب الإلكترونات أو فقدها أو تشاركها إلى أن تصل إلى ترتيب مستقر، وهو عادةً ثمانية إلكترونات خارجية (ثمانية إلكترونات) مثل الغاز النبيل. أما الذرات الصغيرة جداً مثل الهيدروجين والليثيوم فتسعى بدلاً من ذلك إلى إلكترونَي الهيليوم.

العناصر ذات إلكترونات التكافؤ القليلة تفقدها لتكوّن أيونات موجبة، والعناصر ذات إلكترونات التكافؤ الكثيرة تكتسب إلكترونات لتكوّن أيونات سالبة. فالفلزات في المجموعة 1 تكوّن أيونات +1 (Na⁺)، وفلزات المجموعة 2 تكوّن أيونات +2 (Mg²⁺)، والألومنيوم في المجموعة 13 يكوّن أيونات +3 (Al³⁺). وعلى الجانب الآخر، يكوّن النيتروجين والفوسفور في المجموعة 15 أيونات −3 (N³⁻ وP³⁻)، ويكوّن الأكسجين والكبريت في المجموعة 16 أيونات −2 (O²⁻ وS²⁻)، وتكوّن الهالوجينات في المجموعة 17 أيونات −1 (Cl⁻). أما الغازات النبيلة فغلافها الخارجي ممتلئ أصلاً، لذا فشحنتها 0. ويتشارك الكربون والسيليكون في المجموعة 14 عادةً إلكترونات التكافؤ الأربعة في روابط تساهمية بدلاً من تكوين أيونات بسيطة.

إلكترونات التكافؤ والترابط

تفسّر إلكترونات التكافؤ أيضاً الروابط التساهمية. فللكربون 4 إلكترونات تكافؤ ويحتاج إلى 4 أخرى لإكمال الثمانية، لذا يكوّن عادةً 4 روابط، كما في الميثان (CH₄). والنيتروجين، وله 5، يكوّن 3 روابط في الأمونيا (NH₃)، والأكسجين، وله 6، يكوّن رابطتين في الماء (H₂O).

تُظهر تراكيب لويس النقطية إلكترونات التكافؤ نقاطاً حول رمز العنصر. يُرسم الأكسجين بـ 6 نقاط والكلور بـ 7، مما يسهّل رؤية عدد الإلكترونات التي لا تزال كل ذرة تحتاج إليها.

الفلزات الانتقالية: حالة خاصة

بالنسبة إلى الفلزات الانتقالية القاعدة أقل بساطة، لأن الإلكترونات في الغلاف الفرعي d الواقع تحت الغلاف الخارجي مباشرة يمكن أن تشارك في الترابط أيضاً. وفي هذا الموقع، يكون عدد إلكترونات التكافؤ المعروض لفلز انتقالي هو عدد الإلكترونات في غلافه الفرعي s الخارجي. ويُعرض الحديد، [Ar] 3d⁶ 4s²، بإلكترونَي تكافؤ.

وتذكّر أن إلكترونات d تشارك في الترابط أيضاً. فالحديد يكوّن عادةً Fe²⁺ وFe³⁺ معاً: إذ يفقد إلكترونَي 4s أولاً، ثم إلكتروناً من 3d ليصبح Fe³⁺. ولهذا فإن للكثير من الفلزات الانتقالية أكثر من شحنة شائعة واحدة.