الکترونهای ظرفیت: کلید رفتار شیمیایی اتمها
ساختار اتم و جایگاه الکترونهای ظرفیت
برای درک الکترونهای ظرفیت، ابتدا باید ساختار کلی یک اتم را بشناسیم. هر اتم از یک هستهٔ کوچک و متراکم (شامل پروتون[2] و نوترون[3]) و الکترون[4]هایی تشکیل شده که به دور هسته در حال چرخش هستند. الکترونها نه به صورت تصادفی، بلکه در سطوح انرژی مشخصی به نام «لایههای الکترونی» یا «ترازهای انرژی» قرار میگیرند. این لایهها از هسته به سمت بیرون شمارهگذاری میشوند: لایهٔ اول (K)، دوم (L)، سوم (M) و به همین ترتیب.
الکترونهای ظرفیت دقیقاً همان الکترونهایی هستند که در بیرونیترین لایه یا بالاترین تراز انرژی یک اتم قرار دارند. چرا این الکترونها اینقدر مهم هستند؟ زیرا این الکترونها هستند که در هنگام برخورد اتمها با یکدیگر، اولین برهمکنش را انجام میدهند. آنها میتوانند به اشتراک گذاشته شوند، منتقل شوند یا جذب شوند و به این ترتیب پیوند شیمیایی تشکیل دهند.
| نام لایه (شماره) | حداکثر تعداد الکترون | مثال: اتم سدیم[5] ($_{11}Na$) |
|---|---|---|
| اول (K) | 2 | 2 الکترون |
| دوم (L) | 8 | 8 الکترون |
| سوم (M) (لایه ظرفیت) | تا 18 (ولی در دورههای ۲ و ۳ جدول: 8) | 1 الکترون (الکترون ظرفیت) |
رابطهٔ جدول تناوبی و الکترونهای ظرفیت
یکی از زیباییهای جدول تناوبی عناصر[6] این است که به راحتی میتوان تعداد الکترونهای ظرفیت یک عنصر را از روی گروه[7] (ستون عمودی) آن پیشبینی کرد. عناصری که در یک گروه قرار دارند، تعداد الکترونهای ظرفیت یکسانی دارند و به همین دلیل خواص شیمیایی مشابهی از خود نشان میدهند.
مثال: تمام عناصر گروه ۱ (لیتیم[8]، سدیم، پتاسیم[9]) فقط 1 الکترون ظرفیت دارند. به همین دلیل همه آنها بسیار واکنشپذیرند و تمایل شدیدی به از دست دادن این یک الکترون دارند. در طرف مقابل، عناصر گروه ۱۸ (گازهای نجیب[10] مانند نئون[11] و آرگون[12]) لایهٔ ظرفیت کاملی (۸ الکترون، به جز هلیوم[13] با ۲ الکترون) دارند و به شدت پایدار و غیرواکنشپذیر هستند.
نقش الکترونهای ظرفیت در تشکیل پیوندهای شیمیایی
اتمها برای رسیدن به آرایش الکترونی پایدار (مانند گازهای نجیب) وارد واکنش میشوند. این کار از طریق سه راه اصلی انجام میشود: از دست دادن، به دست آوردن یا به اشتراک گذاشتن الکترونهای ظرفیت. این سه مکانیسم منجر به تشکیل دو نوع پیوند اصلی میشوند.
| نوع پیوند | نحوهٔ مشارکت الکترونهای ظرفیت | اتمهای شرکتکننده | مثال با فرمول شیمیایی |
|---|---|---|---|
| پیوند یونی[14] | انتقال کامل الکترون(های) ظرفیت از یک اتم به اتم دیگر | معمولاً بین یک فلز (دهنده الکترون) و یک نافلز (گیرنده الکترون) | $NaCl$ (نمک خوراکی). سدیم (گروه ۱) یک الکترون ظرفیت خود را به کلر[15] (گروه ۱۷) میدهد. |
| پیوند کووالانسی[16] | به اشتراک گذاشتن یک یا چند جفت الکترون ظرفیت بین دو اتم | معمولاً بین نافلزات | $H_2O$ (آب). اتم اکسیژن[17] دو الکترون ظرفیت خود را با الکترونهای دو اتم هیدروژن[18] به اشتراک میگذارد. |
از تئوری تا آزمایش: نمایش نقش الکترون ظرفیت در واکنش
یک آزمایش ساده در آزمایشگاه مدرسه میتواند نقش الکترون ظرفیت را به وضوح نشان دهد. وقتی یک تکه کوچک سدیم فلزی (با 1 الکترون ظرفیت) را در آب میاندازیم، واکنشی انفجاری رخ میدهد. دلیل این است که اتم سدیم تمایل شدیدی دارد آن یک الکترون ظرفیت خود را از دست بدهد تا به آرایش گاز نجیب قبل از خود (نئون) برسد. این الکترون به مولکولهای آب منتقل میشود و انرژی زیادی آزاد میکند. در مقابل، اگر گاز آرگون (با لایهٔ ظرفیت کامل ۸ تایی) را در آب وارد کنیم، هیچ واکنشی مشاهده نمیشود زیرا آرگون به پایداری رسیده و نیازی به دادن، گرفتن یا اشتراکگذاری الکترون ندارد.
مثال دیگر در زندگی روزمره، زنگ زدن آهن است. در این فرآیند، اتمهای آهن[19] در سطح، برخی از الکترونهای ظرفیت خود را به اکسیژن هوا منتقل میکنند و پیوند یونی/کووالانسی تشکیل میدهند که محصول نهایی آن اکسید آهن یا زنگ است.
اشتباهات رایج و پرسشهای مهم
پاسخ: بله، معمولاً همین طور است. اما در برخی عناصر با عدد اتمی بالا، به دلیل پیچیدگی سطوح انرژی، الکترونی از یک لایهٔ بالاتر ممکن است از نظر انرژی در وضعیت پایینتری قرار گیرد، اما در تعریف سادهٔ مدرسهای، ما همیشه الکترونهای لایهٔ اصلی با بالاترین عدد (مثل n=3 در مورد سدیم) را الکترون ظرفیت در نظر میگیریم.
پاسخ: خیر. قاعدهٔ سادهٔ «رقم یکان شماره گروه = تعداد الکترون ظرفیت» فقط برای گروههای اصلی (ستونهای بلند سمت چپ و راست جدول) کاربرد دارد. برای فلزات انتقالی (بخش میانی جدول)، تعیین الکترونهای ظرفیت پیچیدهتر است و اغلب بیشتر از یک حالت دارند، به همین دلیل این فلزات معمولاً چند ظرفیتی[21] هستند.
پاسخ: زیرا لایهٔ الکترونی اول (K) فقط گنجایش 2 الکترون را دارد. وقتی این لایه کاملاً پر شود، اتم به حالت پایدار میرسد. بنابراین، برای عناصر ردیف اول جدول (هیدروژن و هلیوم)، حالت پایدار ۲ تایی (دوگانه) است، نه ۸ تایی. هلیوم با ۲ الکترون که لایهٔ اول را پر کردهاند، یک گاز نجیب بسیار پایدار است.
پاورقی
[1] Valence Electrons (الکترونهای والانس)
[2] Proton
[3] Neutron
[4] Electron
[5] Sodium (Na)
[6] Periodic Table of Elements
[7] Group
[8] Lithium (Li)
[9] Potassium (K)
[10] Noble Gases
[11] Neon (Ne)
[12] Argon (Ar)
[13] Helium (He)
[14] Ionic Bond
[15] Chlorine (Cl)
[16] Covalent Bond
[17] Oxygen (O)
[18] Hydrogen (H)
[19] Iron (Fe)
[20] Transition Metals
[21] Polyvalent
