1) الإلكترونات في الذرة والنموذج الكمّي
الذرة نواة موجبة تحيط بها إلكترونات. يشرح نموذج بوهر مستويات طاقة محددة لذرة الهيدروجين، ويُفسِّر الأطياف الخطية عند انتقال الإلكترون بين المستويات وصدور فوتون بطاقة مساوية لفارق الطاقة. لكن النموذج الكمّي أدق: فالإلكترون له طبيعة موجية (دي برولي)، ولا يمكن تعيين موقعه وسرعته بدقة معًا (مبدأ هايزنبرغ). معادلة شرودنغر تقود إلى «دالة موجة» يعبّر مربعها عن احتمال وجود الإلكترون داخل «فلك ذري» ثلاثي الأبعاد. بذلك نفهم أن الإلكترونات لا تدور في مسارات دائرية، بل تشغل أفلاكًا باحتمالات محددة.
2) أعداد الكم والتوزيع الإلكتروني
يحدد عدد الكم الرئيسي n حجم وطاقة المدار، وتندرج تحته المستويات الفرعية s, p, d, f التي تختلف في الشكل والاتجاه (كروي لـ s، ثنائي الفصوص لـ p…). يتحدد ملء الأفلاك بقواعد: «الأوفباو» من الأدنى طاقة فالأعلى، «باولي» يمنع اجتماع إلكترونين بلفٍّ متماثل في الفلك نفسه، و«هوند» يفرض إشغال الأفلاك المتساوية فرادى قبل الإزدواج. عمليًا نكتب التوزيع بالترميز المختصر (غاز نبيل) للتركيز على إلكترونات التكافؤ، لأنها المسؤولة عن الخواص الكيميائية والروابط.
3) الجدول الدوري والتدرّج في الخواص
ترتب العناصر تصاعديًا بالعدد الذري. عبر الدورة يزداد جذب النواة للإلكترونات، فيتناقص نصف القطر وتزداد طاقة التأين والكهروسالبية عمومًا، بينما نزولًا في المجموعة يحدث العكس بسبب إضافة مستويات طاقة وحجب أقوى. هذه الاتجاهات تفسّر فروق النشاط الكيميائي، وأولوية فقد أو كسب الإلكترونات، ولماذا الفلور أعلى الكهروسالبية ولمَ الفلزات الانتقالية تُظهر حالات أكسدة متعددة.
4) المركبات الأيونية والفلزات
تتكون الرابطة الأيونية من تجاذب كهروسكوني بين كاتيون موجب وأنيون سالب، فتتشكل شبكة بلورية ذات طاقات بلورة مرتفعة، ما يفسر صلابتها وارتفاع نقاط انصهارها وضعف توصيلها في الحالة الصلبة مقابل التوصيل في المصهور أو المحلول لحرية حركة الأيونات. في الفلزات، تصف «بحر الإلكترونات» انتشار إلكترونات التكافؤ بين نوى موجبة، فتمنح الفلز قابلية الطرق والسحب والتوصيل واللمعان، وتسمح بتكوين سبائك محسَّنة الخواص.
5) الروابط التساهمية وأشكال الجزيئات
تتكوّن الرابطة التساهمية بمشاركة زوج أو أكثر من الإلكترونات بين ذرتين (غالبًا لا فلز–لا فلز). الرابطة الأحادية غالبًا سيغما، أما الثنائية والثلاثية فتضم روابط باي إضافية تقلل الطول وتزيد القوة. لتمثيل الجزيئات نستخدم لويس مع الانتباه للاستثناءات (نقص الثمانية، ثمانية ممتدة، أعداد فردية). يحدد نموذج VSEPR شكل الجزيء بتنافر الأزواج الرابطة والمنفردة حول الذرة المركزية (مثل خطي، ثلاثي مستوٍ، رباعي سطوح…). يؤثر وجود الأزواج المنفردة في تقليص الزوايا (مثل NH3 وH2O مقارنة بـ CH4).
6) مفاتيح حل المسائل
- اربط الطيف الخطي بانتقالات الطاقة: ΔE = hν = hc/λ.
- عند كتابة التوزيع، راقب ترتيب الطاقة واستثناءات الاستقرار النصفي/الكامل (مثل Cr وCu).
- فسّر الاتجاهات الدورية بمنطقي الحجب والشحنة الفعّالة للنواة.
- للأيونات: الكاتيون أصغر من ذرّته، والأنيون أكبر، بسبب التوازن بين الشحنة والجذب.
- في لويس، احسب إلكترونات التكافؤ بدقة، ثم وزّع الأزواج وحقق الشحنات الصورية الأقل.
7) تمرينان سريعاّن
(1) اكتب التوزيع الإلكتروني لـ Mg ثم فسّر سبب سهولة فقد إلكتروني التكافؤ. (2) ارسم لويس لكلٍ من CO2 وNH3 وحدد الشكل والزوايا المحتملة وفق VSEPR، ثم علّل اختلاف الزوايا بسبب الأزواج المنفردة.
بهذه الخريطة المختصرة ترى الصورة الكبيرة للمساق: من الكم إلى الجدول، ومن الإلكترونات إلى الروابط والبنية الجزيئية. راجع التعاريف والقواعد ثم طبّق مباشرة على مسائل قصيرة؛ الفهم أولًا ثم التدريب يختصر عليك الطريق نحو علامة ممتازة بإذن الله.
رابط التحميل: مذكرة كيم 211 – أ. رميساء (ملخص مركز)
