المحتوى

• خطوات
• أسئلة وأجوبة المجتمع
• نصائح
• الأشياء ستحتاج

أقسام أخرى

في الكيمياء، إلكترونات التكافؤ هي الإلكترونات الموجودة في الغلاف الإلكتروني الخارجي لعنصر ما. تعد معرفة كيفية العثور على عدد إلكترونات التكافؤ في ذرة معينة مهارة مهمة للكيميائيين لأن هذه المعلومات تحدد أنواع الروابط الكيميائية التي يمكن أن تشكلها ، وبالتالي تفاعل العنصر. لحسن الحظ ، كل ما تحتاجه للعثور على إلكترونات تكافؤ العنصر هو جدول دوري قياسي للعناصر.

خطوات

جزء 1 من 2: إيجاد إلكترونات التكافؤ باستخدام جدول دوري

المعادن غير الانتقالية

1. 

   إعثر على الجدول الدوري للعناصر. هذا جدول مرمز بالألوان مكون من العديد من المربعات المختلفة التي تسرد جميع العناصر الكيميائية المعروفة للبشرية. يكشف الجدول الدوري عن الكثير من المعلومات حول العناصر - سنستخدم بعض هذه المعلومات لتحديد عدد إلكترونات التكافؤ في الذرة التي نتحرى عنها. يمكنك عادة العثور عليها داخل غلاف كتب الكيمياء المدرسية. يوجد أيضًا طاولة تفاعلية ممتازة متاحة على الإنترنت هنا.

2. 

   
   
   قم بتسمية كل عمود في الجدول الدوري للعناصر من 1 إلى 18. بشكل عام ، في الجدول الدوري ، سيكون لجميع العناصر الموجودة في عمود رأسي واحد نفس عدد إلكترونات التكافؤ. إذا لم يكن كل عمود في جدولك الدوري مرقمًا بالفعل ، فامنح كل رقم يبدأ بالرقم 1 لأقصى اليسار و 18 للطرف الأيمن الأقصى. من الناحية العلمية ، تسمى هذه الأعمدة العنصر "مجموعات."
   • على سبيل المثال ، إذا كنا نعمل بجدول دوري حيث المجموعات غير مرقمة ، فسنكتب 1 فوق الهيدروجين (H) ، و 2 فوق البريليوم (Be) ، وهكذا حتى كتابة 18 فوق الهيليوم (He) .

3. 

   
   
   ابحث عن العنصر الخاص بك على الطاولة. الآن ، حدد موقع العنصر الذي تريد العثور على إلكترونات التكافؤ له على الطاولة. يمكنك القيام بذلك برمزها الكيميائي (الحروف في كل صندوق) ، أو رقمها الذري (الرقم الموجود في أعلى يسار كل مربع) ، أو أي جزء من المعلومات الأخرى المتاحة لك على الطاولة.
   • على سبيل المثال ، دعنا نعثر على إلكترونات التكافؤ لعنصر شائع جدًا: كربون (ج). هذا العنصر له رقم ذري هو 6. وهو موجود في أعلى المجموعة 14. في الخطوة التالية ، سنجد إلكترونات التكافؤ الخاصة به.
   • في هذا القسم الفرعي ، سنتجاهل المعادن الانتقالية ، وهي العناصر الموجودة في الكتلة المستطيلة الشكل التي صنعتها المجموعات من 3 إلى 12. هذه العناصر مختلفة قليلاً عن البقية ، لذا فإن الخطوات في هذا القسم الفرعي فازت " ر العمل عليها. تعرف على كيفية التعامل مع هذه في القسم الفرعي أدناه.

4. 

   
   
   استخدم أرقام المجموعة لتحديد عدد إلكترونات التكافؤ. يمكن استخدام رقم المجموعة للمعدن غير الانتقالي لإيجاد عدد إلكترونات التكافؤ في ذرة هذا العنصر. ال مكان واحد من رقم المجموعة هو عدد إلكترونات التكافؤ في ذرة من هذه العناصر. 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 الذي يحتوي على 2)
   • في مثالنا ، نظرًا لوجود الكربون في المجموعة 14 ، يمكننا القول أن ذرة واحدة من الكربون بها أربعة إلكترونات تكافؤ.

معادن الانتقال

1. 

   ابحث عن عنصر من المجموعات 3 إلى 12. كما لوحظ أعلاه ، تسمى العناصر في المجموعات من 3 إلى 12 "معادن انتقالية" وتتصرف بشكل مختلف عن بقية العناصر عندما يتعلق الأمر بإلكترونات التكافؤ. في هذا القسم ، سنشرح كيف ، إلى حد معين ، غالبًا ما يكون من غير الممكن تخصيص إلكترونات التكافؤ لهذه الذرات.
   • على سبيل المثال ، دعنا نختار Tantalum (Ta) ، العنصر 73. في الخطوات القليلة التالية ، سنجد إلكترونات التكافؤ (أو على الأقل ، محاولة إلى.)
   • لاحظ أن المعادن الانتقالية تشمل سلسلة اللانثانيد والأكتينيد (وتسمى أيضًا "معادن الأرض النادرة") - صفان من العناصر يتم وضعهما عادةً أسفل بقية الجدول ويبدأان باللانثانوم والأكتينيوم. كل هذه العناصر تنتمي إلى المجموعة 3 من الجدول الدوري.

2. 

   افهم أن المعادن الانتقالية لا تحتوي على إلكترونات تكافؤ "تقليدية". يتطلب فهم سبب عدم "عمل" المعادن الانتقالية حقًا مثل باقي الجدول الدوري شرحًا بسيطًا لكيفية تصرف الإلكترونات في الذرات. انظر أدناه للحصول على نظرة عامة سريعة أو تخطي هذه الخطوة للوصول إلى الإجابات مباشرة.
   • عند إضافة الإلكترونات إلى الذرة ، يتم تصنيفها في "مدارات" مختلفة - مناطق مختلفة حول النواة التي تتجمع فيها الإلكترونات. بشكل عام ، إلكترونات التكافؤ هي الإلكترونات الموجودة في الغلاف الخارجي - وبعبارة أخرى ، تمت إضافة الإلكترونات الأخيرة .
   • لأسباب أكثر تعقيدًا من شرحها هنا ، عندما تتم إضافة الإلكترونات إلى الأبعد د قذيفة من معدن انتقالي (المزيد حول هذا أدناه) ، تميل الإلكترونات الأولى التي تدخل الغلاف إلى التصرف مثل إلكترونات التكافؤ الطبيعي ، لكن بعد ذلك ، لا تعمل ، والإلكترونات من الطبقات المدارية الأخرى تعمل أحيانًا كإلكترونات تكافؤ بدلاً من ذلك. هذا يعني أن الذرة يمكن أن تحتوي على عدد متعدد من إلكترونات التكافؤ اعتمادًا على كيفية معالجتها.

3. 

   حدد عدد إلكترونات التكافؤ بناءً على رقم المجموعة. مرة أخرى ، يمكن أن يخبرك رقم مجموعة العنصر الذي تفحصه بإلكترونات التكافؤ. ومع ذلك ، بالنسبة للمعادن الانتقالية ، لا يوجد نمط يمكنك اتباعه - فعادة ما يتوافق رقم المجموعة مع مجموعة من الأرقام المحتملة لإلكترونات التكافؤ. وهذه هي:
   • المجموعة 3: 3 إلكترونات التكافؤ
   • المجموعة 4: 2 إلى 4 إلكترونات التكافؤ
   • المجموعة 5: 2 إلى 5 إلكترونات التكافؤ
   • المجموعة 6: 2 إلى 6 إلكترونات التكافؤ
   • المجموعة 7: من 2 إلى 7 إلكترونات التكافؤ
   • المجموعة 8: 2 أو 3 إلكترونات تكافؤ
   • المجموعة 9: 2 أو 3 إلكترونات تكافؤ
   • المجموعة 10: 2 أو 3 إلكترونات تكافؤ
   • المجموعة 11: 1 أو 2 إلكترونات التكافؤ
   • المجموعة 12: 2 إلكترونات التكافؤ
   • في مثالنا ، نظرًا لأن Tantalum في المجموعة 5 ، يمكننا القول أنه يوجد بينهما اثنان وخمسة إلكترونات تكافؤ، تعتمد على الموقف.

جزء 2 من 2: إيجاد إلكترونات التكافؤ بتكوين الإلكترون

1. 

   تعلم كيفية قراءة تكوين الإلكترون. طريقة أخرى للعثور على إلكترونات التكافؤ لعنصر ما هي باستخدام شيء يسمى تكوين الإلكترون. قد تبدو هذه في البداية معقدة ، لكنها مجرد وسيلة لتمثيل مدارات الإلكترون في ذرة بأحرف وأرقام ، وهي سهلة بمجرد أن تعرف ما الذي تنظر إليه.
   • دعونا نلقي نظرة على مثال على التكوين لعنصر الصوديوم (Na):

     1s2s2p3s

   • لاحظ أن تكوين الإلكترون هذا هو مجرد سلسلة متكررة تسير على النحو التالي:

     (رقم) (حرف) (رقم) (حرف) ...

   • ...وهلم جرا. ال (رقم) (حرف) chunk هو اسم المدار الإلكتروني وهو عدد الإلكترونات في ذلك المدار - هذا كل شيء!
   • لذلك ، على سبيل المثال لدينا ، يمكننا القول أن الصوديوم يحتوي على 2 إلكترون في المدار 1s زائد 2 إلكترون في مدار 2s زائد 6 إلكترونات في المدار 2p زائد 1 إلكترون في مدار 3 ثوانٍ. هذا إجمالي 11 إلكترونًا - الصوديوم هو العنصر رقم 11 ، لذلك هذا منطقي.
   • ضع في اعتبارك أن كل قشرة فرعية لها سعة إلكترون معينة. قدراتهم الإلكترونية هي كما يلي:
     • ق: سعة 2 إلكترون
     • ص: سعة 6 إلكترون
     • د: سعة 10 إلكترون
     • f: سعة 14 إلكترون

2. 

   ابحث عن تكوين الإلكترون للعنصر الذي تقوم بفحصه. بمجرد معرفة تكوين الإلكترون لعنصر ما ، فإن العثور على عدد إلكترونات التكافؤ الخاص به أمر بسيط للغاية (باستثناء ، بالطبع ، للمعادن الانتقالية.) إذا حصلت على التكوين من البداية ، فيمكنك التخطي إلى الخطوة التالية. إذا كان عليك أن تجده بنفسك ، انظر أدناه:
   • افحص تكوين الإلكترون الكامل لـ oganesson (Og) ، العنصر 118 ، وهو العنصر الأخير في الجدول الدوري. يحتوي على أكبر عدد من الإلكترونات من أي عنصر ، لذلك يوضح تكوينه الإلكتروني جميع الاحتمالات التي قد تواجهها في العناصر الأخرى:

     1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d7p

   • الآن بعد أن أصبح لديك هذا ، كل ما عليك فعله للعثور على تكوين إلكترون لذرة أخرى هو مجرد ملء هذا النمط من البداية حتى نفاد الإلكترونات. هذا هو أسهل مما يبدو. على سبيل المثال ، إذا أردنا عمل المخطط المداري للكلور (Cl) ، العنصر 17 ، الذي يحتوي على 17 إلكترونًا ، فسنقوم بذلك على النحو التالي:

     1s2s2p3s3p

   • لاحظ أن عدد الإلكترونات يصل إلى 17: 2 + 2 + 6 + 2 + 5 = 17. ما عليك سوى تغيير الرقم في المدار النهائي - والباقي هو نفسه لأن المدارات قبل الأخيرة ممتلئة تمامًا .
   • لمزيد من المعلومات حول تكوينات الإلكترون ، انظر أيضًا هذه المقالة.

3. 

   قم بتعيين الإلكترونات للأغلفة المدارية باستخدام قاعدة الثمانية. عند إضافة الإلكترونات إلى ذرة ، فإنها تسقط في مدارات مختلفة وفقًا للترتيب المذكور أعلاه - أول اثنين يدخلان في مدار 1s ، والاثنان بعد ذلك يدخلان في مدار 2s ، والستة بعد ذلك يدخلان في المدار 2p ، و هكذا. عندما نتعامل مع ذرات خارج المعادن الانتقالية ، نقول إن هذه المدارات تشكل "قذائف مدارية" حول النواة ، مع كون كل غلاف متتالي أبعد من سابقيه. إلى جانب الغلاف الأول ، الذي يمكنه الاحتفاظ بإلكترونين فقط ، يمكن أن تحتوي كل غلاف على ثمانية إلكترونات (باستثناء ، مرة أخرى ، عند التعامل مع المعادن الانتقالية.) وهذا ما يسمى بـ القاعدة الثماني.
   • على سبيل المثال ، لنفترض أننا ننظر إلى عنصر البورون (ب). نظرًا لأن العدد الذري هو خمسة ، فنحن نعلم أنه يحتوي على خمسة إلكترونات ويبدو تكوينه الإلكتروني على النحو التالي: 1s2s2p. نظرًا لأن الغلاف المداري الأول يحتوي على إلكترونين فقط ، فإننا نعلم أن البورون له غلافان: إحداهما بها إلكترونان 1s والأخرى بها ثلاثة إلكترونات من المدارات 2s و 2p.
   • كمثال آخر ، عنصر مثل الكلور (1s2s2p3s3p) سيكون له ثلاث قذائف مدارية: واحدة بها إلكترونان من 1s ، وواحدة بها إلكترونان 2s وستة إلكترونات 2p ، وواحدة بها إلكترونان 3s وخمسة إلكترونات 3p.

4. 

   أوجد عدد الإلكترونات في الغلاف الخارجي. الآن بعد أن عرفت غلاف الإلكترون الخاص بالعنصر ، أصبح العثور على إلكترونات التكافؤ أمرًا سهلاً: ما عليك سوى استخدام عدد الإلكترونات في الغلاف الخارجي. إذا كان الغلاف الخارجي ممتلئًا (بمعنى آخر ، إذا كان يحتوي على ثمانية إلكترونات أو ، في الغلاف الأول ، اثنان) ، يكون العنصر خاملًا ولن يتفاعل بسهولة مع العناصر الأخرى. مرة أخرى ، مع ذلك ، لا تتبع الأشياء تمامًا هذه القواعد للمعادن الانتقالية.
   • على سبيل المثال ، إذا كنا نعمل مع البورون ، نظرًا لوجود ثلاثة إلكترونات في الغلاف الثاني ، فيمكننا القول إن البورون ثلاثة إلكترونات التكافؤ.

5. 

   استخدم صفوف الجدول كاختصارات قذيفة مدارية. تسمى الصفوف الأفقية في الجدول الدوري بالعنصر "فترات". بدءًا من أعلى الجدول ، تتوافق كل فترة مع عدد قذائف الإلكترون تمتلك ذرات الفترة. يمكنك استخدام هذا كاختصار لتحديد عدد إلكترونات التكافؤ التي يمتلكها عنصر ما - فقط ابدأ من الجانب الأيسر من فترته عند حساب الإلكترونات. مرة أخرى ، قد ترغب في تجاهل المعادن الانتقالية بهذه الطريقة ، والتي تشمل المجموعات من 3 إلى 12.
   • على سبيل المثال ، نعلم أن عنصر السيلينيوم له أربع قذائف مدارية لأنه في الفترة الرابعة. نظرًا لأنه العنصر السادس من اليسار في الفترة الرابعة (تجاهل المعادن الانتقالية) ، فنحن نعلم أن الغلاف الرابع الخارجي به ستة إلكترونات ، وبالتالي فإن السيلينيوم يحتوي على ستة إلكترونات تكافؤ.

أسئلة وأجوبة المجتمع

كيف نحسب إلكترون التكافؤ؟

يمكن العثور على إلكترونات التكافؤ من خلال تحديد التكوينات الإلكترونية للعناصر. بعد ذلك ، يعطي عدد الإلكترونات في الغلاف الخارجي العدد الإجمالي لإلكترونات التكافؤ في هذا العنصر.

إذا كانت الذرة تحتوي على 33 إلكترونًا ، فكم عدد إلكترونات التكافؤ الموجودة؟

إذا لم تكن الذرة أيونًا ، فيمكننا القول إن الذرة بها 33 بروتونًا. هذا يعني أنه العنصر 33 ، وهو الزرنيخ. ثم نعلم أنه ليس معدنًا انتقاليًا ، لذلك نبحث ونجد أن رقم الوحدة الخاص برقم مجموعته هو 5 ، مما يعني أنه يحتوي على 5 إلكترونات تكافؤ.

كيف أحدد العدد الذري للهيليوم؟

عدد البروتونات يساوي العدد الذري.

لماذا تكتسب الإلكترونات شحنة سالبة وليست موجبة؟

تكتسب الذرات أو تفقد إلكترونات ، شحنة سالبة ، لأن البروتونات لها شحنة موجبة ويتم الاحتفاظ بها في النواة بواسطة القوة النووية القوية. هذه واحدة من أربع قوى مميزة في الكون: الجاذبية ، الكهرومغناطيسية ، القوة الضعيفة والقوة النووية الشديدة. يجب أن تكون قوية لأن البروتونات تتنافر مع ذلك فهي قريبة جدًا من بعضها البعض في النواة (جنبًا إلى جنب مع النيوترونات ، التي تحملها أيضًا القوة القوية.) والفكرة هي أن القوة القوية قوية للغاية ولكن فقط على مسافات صغيرة جدًا. فكر في خطافات فائقة القوة. لجعل البروتونات والنيوترونات مرتبطة ببعضها البعض ، تحتاج إلى قوى مثل الجاذبية الهائلة للنجم ، أو السوبرنوفا ، أو الانفجار النووي.

ما هو إلكترون التكافؤ للغازات النبيلة؟

تحتوي الغازات النبيلة على ثمانية إلكترونات تكافؤ - وهي الحالة الأكثر استقرارًا لعنصر ما.

لماذا يحتوي النيتروجين على 6 إلكترونات تكافؤ ولكنه في المجموعة 15؟

يحتوي النيتروجين على خمسة إلكترونات تكافؤ فقط لأنه في المجموعة 5 ، على الرغم من أنه في الواقع في المجموعة 15 ، فإنك ستتجاهل المعادن الانتقالية لأن هذه المجموعات لها طريقة مختلفة لتحديد إلكترونات التكافؤ الخاصة بها. لذلك: المجموعة 13 تعني المجموعة 3 وهكذا دواليك.

تحتوي الذرة على 7 بروتونات و 8 خلايا عصبية و 7 إلكترونات. ما هو عدد الإلكترونات في غلاف التكافؤ؟

العنصر الذي يحتوي على 7 بروتونات هو النيتروجين. يوجد النيتروجين في عمود العناصر التي تحتوي على 5 إلكترونات في غلاف التكافؤ. عدد النيوترونات غير ذي صلة بإيجاد عدد إلكترونات التكافؤ في عنصر معين.

أين توجد الذرات ذات الغلاف الخارجي السبعة في الجدول الدوري؟

انظر في العمود الثاني إلى الأخير على الجانب الأيمن ، بجوار الغازات الخاملة.

ما هو إلكترون التكافؤ؟

إلكترون التكافؤ هو إلكترون يوجد في الجزء الخارجي من الذرة ويمكن مشاركته أو أخذه في تفاعل.

لماذا تحتوي العناصر في الجدول الدوري على أعداد مختلفة من إلكترونات التكافؤ؟

لديهم هياكل كيميائية مختلفة. إلكترونات التكافؤ هي التي تخلق تفاعلات كيميائية.

نصائح

• لاحظ أنه يمكن كتابة تكوينات الإلكترون بنوع من الاختصار باستخدام الغازات النبيلة (العناصر الموجودة في المجموعة 18) للوقوف في المدارات في بداية التكوين. على سبيل المثال ، يمكن كتابة تكوين إلكترون الصوديوم 3s1 - بشكل أساسي ، هو نفس النيون ، ولكن مع إلكترون آخر في مدار 3 ثوانٍ.
• قد تحتوي المعادن الانتقالية على أجزاء تكافؤ فرعية لم يتم ملؤها بالكامل. يتضمن تحديد العدد الدقيق لإلكترونات التكافؤ في المعادن الانتقالية مبادئ نظرية الكم خارج نطاق هذه المقالة.
• لاحظ أن الجداول الدورية تختلف من بلد إلى آخر. لذا ، يرجى التحقق من أنك تستخدم الإصدار الصحيح والمحدث لتجنب الالتباس.
• تأكد من معرفة متى تضيف أو تطرح من المدار الأخير لإيجاد إلكترونات التكافؤ.

الأشياء ستحتاج

• الجدول الدوري للعناصر
• قلم
• ورق

كل يوم في wikiHow ، نعمل بجد لمنحك الوصول إلى الإرشادات والمعلومات التي ستساعدك على عيش حياة أفضل ، سواء كان ذلك يحافظ على سلامتك أو صحتك أو تحسين صحتك. وسط أزمات الصحة العامة والاقتصادية الحالية ، عندما يتغير العالم بشكل كبير ونتعلم جميعًا ونتكيف مع التغيرات في الحياة اليومية ، يحتاج الناس إلى wikiHow أكثر من أي وقت مضى. يساعد دعمك wikiHow على إنشاء مقالات ومقاطع فيديو مصورة أكثر تعمقًا ومشاركة علامتنا التجارية الموثوقة من المحتوى التعليمي مع ملايين الأشخاص في جميع أنحاء العالم. يرجى التفكير في تقديم مساهمة في wikiHow اليوم.