المحتوى

• خطوات
• النصيحة
• ماذا تحتاج

في الكيمياء، إلكترونات التكافؤ هي إلكترونات تقع في الطبقة الخارجية من غلاف الإلكترون لعنصر ما. يعد تحديد عدد إلكترونات التكافؤ لعنصر ما مهارة مهمة في الكيمياء لأن هذه المعلومات ستساعد في تحديد أنواع الروابط التي يمكن أن يشكلها هذا العنصر. يمكن تحديد عدد إلكترونات التكافؤ بسهولة باستخدام الجدول الدوري للعناصر الكيميائية.

خطوات

جزء 1 من 2: أوجد عدد إلكترونات التكافؤ باستخدام الجدول الدوري

مع معدن غير انتقالي

1. 

   احصل على واحدة جاهزة الجدول الدوري العناصر الكيميائية. الجدول الدوري للعناصر (الجدول الدوري للاختصار) هو جدول متعدد الخلايا مرمز بالألوان يسرد جميع العناصر المعروفة بالإضافة إلى بعض المعلومات الأساسية حول تلك العناصر. بناءً على المعلومات المتوفرة في الجدول الدوري ، يمكننا تحديد عدد إلكترونات التكافؤ للعنصر الذي نتحقق منه. عادة ما يتم إرفاق الجدول الدوري بكتاب مدرسي. يمكنك أيضًا الرجوع إلى هذا الجدول الدوري التفاعلي الموجود.

2. 

   
   
   قم بترقيم كل عمود في الجدول الدوري من 1 إلى 18. عادةً ما تحتوي جميع العناصر الموجودة في نفس العمود في الجدول الدوري على نفس عدد إلكترونات التكافؤ. إذا لم يقم جدولك الدوري بترقيم الأعمدة بعد ، فافعل ذلك بنفسك عن طريق الترقيم من 1 إلى 18 رأسياً من اليسار إلى اليمين. علميًا ، يُطلق على كل عمود في الجدول الدوري واحدًا "مجموعة".
   • على سبيل المثال ، بالنسبة للجدول الدوري غير الموقَّع ، نرقم 1 فوق عنصر الهيدروجين (H) ، والرقم 2 أعلى عنصر بيري (Be) ونفعل الشيء نفسه حتى 18 فوق الهيليوم (He ).

3. 

   
   
   حدد موضع العنصر المعني. في هذه الخطوة ، حدد موضع العنصر الذي تبحث عنه في الجدول الدوري. يمكنك العثور على موضع عنصر بناءً على رمزه الكيميائي (الحرف في كل خلية) ، أو الرقم الذري (الرقم الموجود في الزاوية اليسرى العليا لكل خلية) ، أو بناءً على المعلومات تتوفر الرسائل في الجدول الدوري.
   • على سبيل المثال ، نحتاج إلى إيجاد عدد إلكترونات التكافؤ للعنصر الكربون (ج). العدد الذري للعنصر هو 6. يوجد الكربون في الجزء العلوي من المجموعة 14. في الخطوة التالية سنحدد عدد إلكترونات التكافؤ لهذا العنصر.
   • في هذا القسم ، سوف نتجاهل معادن الانتقال ، أي العناصر في نطاق المجموعات من 3 إلى 12. تختلف هذه المعادن الانتقالية قليلاً عن البقية ، لذا فإن الخطوات هي التعليمات الواردة في هذا القسم لا تنطبق على هذه المعادن. سننظر في مجموعات العناصر هذه لاحقًا في المقالة.

4. 

   
   
   استخدم رقم المجموعة لتحديد عدد إلكترونات التكافؤ. يمكن استخدام رقم المجموعة للمعدن غير الانتقالي لحساب عدد إلكترونات التكافؤ في ذرة العنصر. "صف الوحدة لرقم المجموعة" هو عدد إلكترونات التكافؤ في ذرات العناصر في تلك المجموعة. بعبارات أخرى:
   • المجموعة 1: 1 إلكترون التكافؤ
   • المجموعة 2: 2 إلكترونات التكافؤ
   • المجموعة 13: 3 إلكترونات التكافؤ
   • المجموعة 14: 4 إلكترونات التكافؤ
   • المجموعة 15: 5 إلكترونات التكافؤ
   • المجموعة 16: 6 إلكترونات التكافؤ
   • المجموعة 17: 7 إلكترونات التكافؤ
   • المجموعة 18: 8 إلكترونات تكافؤ (باستثناء الهيليوم مع إلكترونين تكافؤين)
   • في مثال الكربون ، نظرًا لأن الكربون موجود في المجموعة 14 ، يمكننا القول أن ذرة الكربون بها أربعة إلكترونات تكافؤ.
   الإعلانات

مع معدن انتقالي

1. 

   حدد عنصرًا في النطاق من المجموعة 3 إلى المجموعة 12. كما ذكرنا سابقًا ، تسمى العناصر في المجموعات من 3 إلى 12 "معادن انتقالية" وعندما يتعلق الأمر بإلكترونات التكافؤ ، فإن هذه العناصر لها خصائص مختلفة عن البقية. في هذا القسم ، سوف نتعلم سبب عدم إمكانية تخصيص إلكترونات التكافؤ لذرات المعادن الانتقالية.
   • في هذا القسم نأخذ عنصر Tantan (Ta) الذي رقمه الذري 73 كمثال. ستساعد الخطوات التالية في تحديد عدد إلكترونات التكافؤ الخاصة بالعنصر.
   • لاحظ أن عناصر عائلة النتانات الثلاثة والأكتينيوم (المعروف أيضًا باسم "المعادن الأرضية النادرة") تنتمي أيضًا إلى مجموعة المعادن الانتقالية - يتم سرد هاتين المجموعتين من العناصر عادةً أسفل الجدول الدوري. رئيس مع lantan و actini.

2. 

   تختلف إلكترونات التكافؤ في المعادن الانتقالية عن إلكترونات التكافؤ "العادية". لفهم سبب عدم `` عمل '' المعادن الانتقالية في الواقع مثل العناصر الأخرى في الجدول الدوري ، نحتاج إلى معرفة القليل عن كيفية عمل الإلكترونات في الذرة كما هو موضح أدناه. ، أو يمكنك تخطي هذه الخطوة.
   • عندما يتم إدخال الإلكترونات في الذرة ، يتم ترتيبها في "مدارات" مختلفة - مناطق مختلفة حول النواة. باختصار ، إلكترونات التكافؤ هي الإلكترونات الموجودة في المدار الأبعد - بمعنى آخر ، الإلكترونات الأخيرة المضافة إلى الذرة.
   • ربما يكون شرح المدار بالتفصيل أمرًا معقدًا بعض الشيء ، عند إضافة الإلكترونات إلى الفئة الفرعية د من الغلاف الذري للمعدن الانتقالي (انظر أدناه) ، فإن أول هذه الإلكترونات سوف تتصرف مثل إلكترونات التكافؤ الطبيعي ، ولكن بعد ذلك يمكن أن تتغير خصائصها ، مضاعفة عندما يمكن للإلكترونات من مدارات أخرى أن تعمل كإلكترونات تكافؤ. بمعنى ، يمكن أن تحتوي الذرة على إلكترونات تكافؤ متعددة حسب الحالة.
   • يمكنك معرفة المزيد عن هذا في موقع الإلكترون التكافؤ بكلية كلاكاماس المجتمعية.

3. 

   حدد عدد إلكترونات التكافؤ بناءً على رقم المجموعة. كما هو مذكور أعلاه بالنسبة للمعادن غير الانتقالية ، يمكن أن يساعد رقم المجموعة في الجدول الدوري في تحديد عدد إلكترونات التكافؤ. ومع ذلك ، لا توجد صيغة محددة لتحديد العدد الدقيق لإلكترونات التكافؤ للمعدن الانتقالي - في هذه الحالة ، لا يكون عدد إلكترونات التكافؤ لعنصر ما عند قيمة ثابتة ، أي عدد الأشياء. يمكن للمجموعات الذاتية فقط معرفة عدد نسبي من إلكترونات التكافؤ. التفاصيل:
   • المجموعة 3: 3 إلكترونات التكافؤ
   • مجموعات من 4: 2 إلى 4 إلكترونات التكافؤ
   • المجموعة 5: 2 إلى 5 إلكترونات التكافؤ
   • المجموعة 6: 2 إلى 6 إلكترونات التكافؤ
   • المجموعات 7: 2 إلى 7 إلكترونات التكافؤ
   • مجموعات من 8: 2 إلى 3 إلكترونات التكافؤ
   • المجموعات 9: 2 إلى 3 إلكترونات التكافؤ
   • مجموعات من 10: 2 إلى 3 إلكترونات تكافؤ
   • المجموعات 11: 1 إلى 2 إلكترونات التكافؤ
   • المجموعة 12: 2 إلكترونات التكافؤ
   • بأخذ مثال عنصر Tanta (Ta) من المجموعة 5 ، يمكننا القول أن هذا العنصر يحتوي على من 2 إلى 5 إلكترونات تكافؤ، حسب الحالة.
   الإعلانات

جزء 2 من 2: أوجد عدد إلكترونات التكافؤ بناءً على تكوين الإلكترون

1. 

   تعلم كيفية قراءة تكوين الإلكترون. بناءً على تكوين الإلكترون لعنصر ما ، يمكننا أيضًا تحديد عدد إلكترونات التكافؤ لهذا العنصر. يبدو تكوين الإلكترون معقدًا ، لكنه مجرد كيفية تمثيل مدارات عنصر ما في شكل أحرف وأرقام ، بمجرد فهمك للقانون ، فإن فهم تكوين الإلكترون ليس بالأمر الصعب.
   • ضع في اعتبارك مثالًا لتكوين الإلكترون للصوديوم (Na):

     1s2s2p3s

   • إذا انتبهت ، سترى أن تكوين الإلكترون هو مجرد سلسلة من التكرارات:

     (رقم) (كلمة) (رقم) (كلمة) ...

   • ... وهلم جرا. مجموعة (رقم) (كلمة) الأول هو اسم المدار ويشير إلى عدد الإلكترونات في ذلك المدار.
   • لذلك ، في حالتنا ، يمكننا القول أن الصوديوم يفعل ذلك 2 إلكترون في المدار 1s, 2 إلكترون في مدار 2s, 6 إلكترونات في مدار 2p و 1 إلكترون في مدار 3 3s. إجمالي 11 إلكترونًا - العدد الذري للصوديوم هو أيضًا 11.

2. 

   ابحث عن تكوين الإلكترون للعنصر الذي تبحث عنه. بمجرد أن تعرف تكوين الإلكترون لعنصر ما ، فإن العثور على التكوين الإلكتروني لهذا العنصر ليس بالأمر الصعب (باستثناء حالة المعادن الانتقالية). إذا كان تكوين الإلكترون متاحًا في السؤال الذي تريد حله ، فيمكنك تخطي هذه الخطوة. إذا كنت بحاجة إلى العثور على تكوين الإلكترون ، فتابع الخطوات التالية:
   • التكوين الإلكتروني الكامل للعنصر ununocti (Uuo) ، العدد الذري 118 هو:

     1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d7p

   • بمجرد حصولك على مثل هذا التكوين الإلكتروني الكامل ، للعثور على التكوين الإلكتروني لعنصر آخر ، تحتاج فقط إلى ملء المدارات بالإلكترونات ، بدءًا من المدار الأول ، حتى نفاد عدد الإلكترونات لملءها. يبدو الأمر معقدًا ، ولكن عندما يتعلق الأمر به يكون سهلًا نسبيًا. على سبيل المثال ، إذا أردنا كتابة التكوين الإلكتروني الكامل للكلور (Cl) ، العنصر 17 ، أي أن ذرة هذا العنصر تحتوي على 17 إلكترونًا ، فسنملأ ما يلي:

     1s2s2p3s3p

   • لاحظ أن العدد الإجمالي للإلكترونات في تكوين الإلكترون صحيح تمامًا 17: 2 + 2 + 6 + 2 + 5 = 17. تحتاج فقط إلى تغيير الرقم في المدار الأخير - يبقى الباقي كما هو لأن المدار شبه الأخير ممتلئ. إلكترون.
   • تعرف على المزيد حول كيفية كتابة التكوين الإلكتروني لعنصر ما.

3. 

   
   
   قم بتعيين الإلكترونات إلى المدارات وفقًا للقاعدة الثامنة. عند إضافة إلكترونات إلى ذرة ، يتم فرزها في مدارات بالترتيب المذكور أعلاه - سيتم وضع الإلكترونين الأولين في مدار 1s ، والإلكترونان التاليان في مدار 2s ، ويتم وضع الإلكترونات الستة التالية في المدار 2p ، افعل ذلك حتى يتم وضع الإلكترون في المدار المقابل. عندما نفكر في ذرات العناصر غير الانتقالية ، يمكننا القول أن هذه المدارات ستشكل "طبقات" حول النواة ، حيث تكون الطبقة التالية بعيدة عن النواة أكثر من تلك التي قبلها. بالإضافة إلى الطبقة المدارية الأولى التي يمكنها استيعاب ما يصل إلى إلكترونين فقط ، يمكن لجميع الطبقات المدارية اللاحقة استيعاب ما يصل إلى ثمانية إلكترونات (باستثناء حالة المعادن الانتقالية). هذه القاعدة تسمى القاعدة الثمانية.
   • على سبيل المثال ، ضع في اعتبارك العنصر Bo (B). العدد الذري لهذا العنصر هو 5 ، لذلك لدينا التكوين الإلكتروني لهذا العنصر على النحو التالي: 1s2s2p. نظرًا لأن الغلاف المداري الأول يحتوي على إلكترونين فقط ، فمن الممكن تحديد أن Bo يحتوي على طبقتين مداريتين: الأولى تتكون من إلكترونين في المدار 1s والثانية بثلاثة إلكترونات موزعة في المدارات 2s و 2p. .
   • مثال آخر ، عنصر مشابه للكلور سيكون له 3 طبقات: طبقة من إلكترونين في مدار 1 ثانية ، وطبقة من إلكترونين في مدار 2 ثانية وستة إلكترونات في مدار 2p ، وطبقة خارجية من إلكترونين في المدار 3. وخمسة إلكترونات في مدار 3p.

4. 

   
   
   أوجد عدد الإلكترونات في الطبقة الخارجية. بمجرد تحديد تكوين الإلكترون ، نعرف بالفعل طبقات هذا العنصر ، ويمكن إيجاد عدد إلكترونات التكافؤ عن طريق تحديد عدد الإلكترونات في الطبقة الخارجية من غلاف الإلكترون الذري. إذا كانت الطبقة الخارجية ممتلئة (أي بما مجموعه ثمانية إلكترونات بالفعل ، أو لإلكترونات الطبقة الأولى 2) ، فإن هذا العنصر يسمى عنصر خامل وبالكاد يشارك في التفاعلات الكيميائية. ومع ذلك ، لا تنطبق هذه القاعدة على المعادن الانتقالية.
   • على سبيل المثال Bo ، نظرًا لأن Bo يحتوي على ثلاثة إلكترونات في الطبقة الثانية ، وكذلك الطبقة الخارجية ، لذلك يمكننا القول أن العنصر Bo لديه الآب إلكترونات التكافؤ.

5. 

   
   
   استخدم رقم الصف في الجدول الدوري كطريقة مختصرة لتحديد عدد الطبقات المدارية. يسمى الصف الأفقي في الجدول الدوري "دورة" من العناصر. بدءًا من الصف الأول ، تتوافق كل دورة مع "عدد طبقات الإلكترون" للعناصر في نفس الفترة. لذلك ، يمكنك استخدام الفترة لتحديد عدد إلكترونات التكافؤ لعنصر ما بسرعة - ما عليك سوى حساب عدد الإلكترونات بالترتيب من اليسار إلى اليمين من العنصر الأول في تلك الفترة. لاحظ مرة أخرى أن هذا لا ينطبق على المعادن الانتقالية.
   • على سبيل المثال ، نظرًا لأن السيلينيوم ينتمي إلى الحلقة 4 ، يمكن تحديد أن العنصر يحتوي على أربع طبقات إلكترونية في الغلاف الذري. نظرًا لأنه بالترتيب من اليسار إلى اليمين ، هذا هو العنصر السادس في الدورة 4 (باستثناء المعدن الانتقالي) ، يمكننا القول أن الغلاف الرابع للسيلينيوم يحتوي على ستة إلكترونات ، أي أن هذا العنصر يحتوي ستة إلكترونات تكافؤ.
   الإعلانات

النصيحة

• ملاحظة ، يمكن كتابة تكوين الإلكترون بإيجاز باستخدام الغازات النادرة (عناصر المجموعة 18) بدلاً من المدارات في الجزء العلوي من التكوين. على سبيل المثال ، يمكن كتابة التكوين الإلكتروني للصوديوم بالشكل 3s1 - أي أن تكوين الإلكترون للصوديوم هو نفس تكوين نيون ولكن يوجد إلكترون إضافي في مدار 3s.
• قد تحتوي المعادن الانتقالية على فئات فرعية تكافؤ غير مكتملة. من أجل التحديد الدقيق لرقم التكافؤ للمعدن الانتقالي ، من الضروري تطبيق مبادئ الكم المعقدة التي لا تغطيها هذه المقالة.
• من المهم أيضًا ملاحظة أن الجدول الدوري للعناصر الكيميائية يمكن أن يختلف باختلاف البلدان. لذا ، تأكد من أنك تستخدم الجدول الدوري المشترك الذي تعيش فيه لتجنب الالتباس.

ماذا تحتاج

• الجدول الدوري للعناصر الكيميائية
• قلم
• ورق