لایه‌های الکترونی و زیرلایه‌ها در اتم‌های جدول تناوبی

مقدمه

اگر تا حالا به جدول تناوبی نگاه کرده باشی، شاید این سؤال برایت پیش آمده باشد که:

«چرا بعضی عناصر خیلی واکنش‌پذیرند و بعضی‌ها مثل گازهای نجیب تقریباً بی‌اثرند؟»

جواب اصلی این سؤال در «چیدمان الکترون‌ها» در اطراف هسته پنهان است؛ یعنی همان «لایه‌های الکترونی» و «زیرلایه‌ها».

در این مقاله یاد می‌گیری:

• لایهٔ الکترونی چیست و چه ظرفیتی دارد؟
• زیرلایه‌ها (s, p, d, f) چه فرقی با هم دارند؟
• ترتیب پر شدن زیرلایه‌ها چگونه است (قاعده آفبا)؟
• لایهٔ ظرفیت چیست و چه ربطی به جدول تناوبی دارد؟
• چگونه از روی عدد اتمی، آرایش الکترونی را بنویسیم؟

و در انتها چند تمرین استاندارد برای پایه نهم و دهم خواهی دید.

۱. اتم و الکترون‌ها: از هسته تا لایه‌ها

هر اتم از سه ذرهٔ اصلی ساخته شده است:

• پروتون‌ها (با بار مثبت، در هسته)
• نوترون‌ها (بدون بار، در هسته)
• الکترون‌ها (با بار منفی، در اطراف هسته)

الکترون‌ها نمی‌توانند هرجایی در اطراف هسته سرگردان شوند. آن‌ها فقط اجازه دارند در نواحی خاصی که «سطح انرژی مشخص» دارند حرکت کنند. این نواحی را «لایه‌های الکترونی» یا «پوسته‌های انرژی» می‌گوییم.

لایه‌ها معمولاً با دو روش نام‌گذاری می‌شوند:

• با عدد: n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7
• با حرف: K, L, M, N, O, P, Q (به ترتیب از هسته به بیرون)

هرچه عدد n بزرگ‌تر باشد:

• فاصلهٔ الکترون‌ها از هسته بیشتر است.
• انرژی الکترون‌ها بیشتر است.

۲. ظرفیت هر لایهٔ الکترونی چقدر است؟

تعداد الکترون‌هایی که در هر لایه جا می‌شوند، محدود است. فرمول کلی که در دبیرستان زیاد می‌بینی این است:

حداکثر تعداد الکترون در هر لایه = 2n²

برای چند لایهٔ اول:

• لایهٔ اول: n=1 → 2×1² = 2 الکترون → لایه K
• لایهٔ دوم: n=2 → 2×2² = 8 الکترون → لایه L
• لایهٔ سوم: n=3 → 2×3² = 18 الکترون → لایه M
• لایهٔ چهارم: n=4 → 2×4² = 32 الکترون → لایه N

در پایه نهم، معمولاً برای عناصر سبک از مدل سادهٔ زیر استفاده می‌شود:

• لایه اول: 2
• لایه دوم: 8
• لایه سوم: 8 (برای چند عنصر اول)

مثلاً برای سدیم (Na) با عدد اتمی 11 در مدل نهمی می‌نویسیم:

• (2، 8، 1)

یعنی:

• 2 الکترون در لایه اول
• 8 الکترون در لایه دوم
• 1 الکترون در لایه سوم

این مدل ساده برای نهم کافی است، اما در دهم و بعد از آن وارد بحث «زیرلایه‌ها» می‌شویم تا دقیق‌تر شویم.

۳. زیرلایه‌ها: s، p، d، f یعنی چه؟

هر لایه خودش به چند «زیرلایه» تقسیم می‌شود. این زیرلایه‌ها را با حروف انگلیسی نشان می‌دهند:

• زیرلایه s
• زیرلایه p
• زیرلایه d
• زیرلایه f

هر زیرلایه، ظرفیت مشخصی برای نگهداری الکترون دارد:

• زیرلایه s → حداکثر 2 الکترون
• زیرلایه p → حداکثر 6 الکترون
• زیرلایه d → حداکثر 10 الکترون
• زیرلایه f → حداکثر 14 الکترون

نکته مهم:

همهٔ لایه‌ها همهٔ زیرلایه‌ها را ندارند. ترتیب به این صورت است:

• لایه اول (n=1): فقط زیرلایه 1s
• لایه دوم (n=2): زیرلایه‌های 2s و 2p
• لایه سوم (n=3): زیرلایه‌های 3s، 3p و 3d
• لایه چهارم (n=4): زیرلایه‌های 4s، 4p، 4d و 4f

مثال:

لایه دوم (n=2) شامل 2s و 2p است:

• 2s → حداکثر 2 الکترون
• 2p → حداکثر 6 الکترون

پس مجموعاً لایه دوم می‌تواند 8 الکترون داشته باشد (2+6).

پیشنهاد تصویر ۲ – نمودار زیرلایه‌ها در هر لایه

(می‌توانی بعداً بسازیم اگر خواستی)

• نمایش لایه‌های 1 تا 4 و زیرلایه‌های موجود در هرکدام (1s / 2s, 2p / 3s, 3p, 3d / 4s, 4p, 4d, 4f).

۴. ترتیب پر شدن زیرلایه‌ها (قاعده آفبا)

الکترون‌ها زیرلایه‌ها را به ترتیب «کمترین انرژی» تا «بیشترین انرژی» پر می‌کنند. این ترتیب همیشه دقیقاً مطابق با عدد لایه نیست. این قانون به نام «قاعده آفبا (Aufbau)» شناخته می‌شود.

ترتیب مهمی که باید حفظ باشی (برای دهم خیلی مهم است):

1s

2s

2p

3s

3p

4s

3d

4p

5s

4d

5p

6s

4f

5d

6p

7s

5f

6d

7p

امتحان و تست‌ها معمولاً روی قسمت‌های پرکاربردش (تا 4p یا 5p) تمرکز دارند.

مثال ۱: آرایش الکترونی سدیم (Na)، Z = 11

به ترتیب آفبا پر می‌کنیم:

• 1s² → 2 الکترون (جمع = 2)
• 2s² → 2 الکترون (جمع = 4)
• 2p⁶ → 6 الکترون (جمع = 10)
• 3s¹ → 1 الکترون (جمع = 11)

پس:

Na: 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹

مثال ۲: آرایش الکترونی کلسیم (Ca)، Z = 20

• 1s² (2)
• 2s² (4)
• 2p⁶ (10)
• 3s² (12)
• 3p⁶ (18)
• 4s² (20)

Ca: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s²

۵. لایهٔ ظرفیت و ارتباط با جدول تناوبی

آخرین لایه‌ای که در آن الکترون وجود دارد، «لایهٔ ظرفیت» نام دارد.

الکترون‌های موجود در این لایه را «الکترون‌های ظرفیت» می‌گویند.

چرا الکترون‌های ظرفیت مهم‌اند؟

• چون در واکنش‌های شیمیایی، بیشتر همین الکترون‌ها درگیر می‌شوند.
• چون نوع و تعداد آن‌ها تعیین می‌کند یک عنصر فلز، نافلز یا گاز نجیب است.
• چون تعیین می‌کند عنصر در کدام گروه جدول تناوبی قرار گیرد (در عناصر اصلی).

مثال:

1. اکسیژن (O)، Z = 8

آرایش: 1s² 2s² 2p⁴

– لایه اول: 1s² → 2 الکترون

– لایه دوم: 2s² 2p⁴ → مجموعاً 6 الکترون (لایه ظرفیت)

پس اکسیژن 6 الکترون ظرفیت دارد → در گروه 16 جدول تناوبی (گروه 6A قدیم) است.

1. کلر (Cl)، Z = 17

آرایش: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵

– لایه ظرفیت = لایه سوم → 3s² 3p⁵ → 7 الکترون ظرفیت

بنابراین کلر تمایل دارد 1 الکترون بگیرد تا به 8 برسد → یون Cl⁻ می‌سازد و بسیار واکنش‌پذیر است.

1. نئون (Ne)، Z = 10

آرایش: 1s² 2s² 2p⁶

– لایه اول: 2 الکترون

– لایه دوم: 8 الکترون (کامل)

لایه ظرفیت پر و کامل است → نئون بسیار پایدار است → گاز نجیب.

۶. ارتباط آرایش الکترونی و جایگاه در جدول تناوبی

در عناصر اصلی (گروه‌های 1 و 2 و 13 تا 18):

• شمارهٔ «دوره» = شمارهٔ آخرین لایه‌ای که الکترون دارد.
• تعداد الکترون‌های ظرفیت → به طور تقریبی شمارهٔ «گروه» را نشان می‌دهد.

مثال:

Na: 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹

• آخرین لایه: n=3 → دوره سوم
• الکترون‌های ظرفیت: 1 → گروه 1 (فلزات قلیایی)

Mg: 1s² 2s² 2p⁶ 3s²

• آخرین لایه: n=3 → دوره سوم
• الکترون‌های ظرفیت: 2 → گروه 2 (فلزات قلیایی خاکی)

Cl: … 3s² 3p⁵

• آخرین لایه: n=3 → دوره سوم
• الکترون‌های ظرفیت: 7 → گروه 17 (هالوژن‌ها)

۷. زیرلایه d و f و عناصر واسطه (ویژه دهمی‌ها)

وقتی به عددهای اتمی بالاتر می‌رسیم (مثلاً آهن، مس، نیکل و …)، زیرلایه‌های d و بعدها f هم وارد بازی می‌شوند.

مثال: آهن (Fe)، Z = 26

آرایش:

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶

نکات:

• 4s قبل از 3d پر می‌شود (به خاطر انرژی کمتر).
• اما وقتی صحبت از «الکترون ظرفیت» و «یون‌سازی» می‌شود، الکترون‌های 4s زودتر جدا می‌شوند.
• به همین دلیل آهن می‌تواند یون‌های 2+ و 3+ بسازد (Fe²⁺ و Fe³⁺)، چون هم از 4s و هم از 3d می‌تواند الکترون از دست بدهد.

این رفتارهای خاص، دلیل اصلی متنوع بودن خواص شیمیایی و رنگی بسیاری از فلزات واسطه است.

۸. چند نکتهٔ مهم برای آزمون نهم و دهم

• برای نهم:
  • تسلط روی مدل ساده (2، 8، 8، …).
  • تشخیص تعداد الکترون ظرفیت.
  • توضیح سادهٔ علت پایدار بودن گازهای نجیب.
• برای دهم:
  • حفظ ترتیب پر شدن زیرلایه‌ها تا حداقل 4p.
  • توانایی نوشتن آرایش الکترونی زیرلایه‌ای (با s و p و d).
  • تشخیص لایه ظرفیت از روی آرایش کامل.
  • تشخیص گروه و دوره برای عناصر اصلی.
  • آشنایی اولیه با عناصر واسطه و زیرلایه d.

۹. تمرین‌های پیشنهادی (ویژه پایه نهم)

تمرین ۱

با استفاده از مدل (2، 8، 8، …)، آرایش الکترونی لایه‌ای عناصر زیر را بنویسید:

الف) سدیم (Na)، Z = 11

ب) فسفر (P)، Z = 15

ج) کلسیم (Ca)، Z = 20

(راهنما: تعداد الکترون = عدد اتمی)

تمرین ۲

برای هر یک از عناصر زیر، تعداد الکترون‌های ظرفیت را بنویسید و بگویید فلز است یا نافلز یا گاز نجیب:

الف) نئون (Ne)، Z = 10

ب) منیزیم (Mg)، Z = 12

ج) کلر (Cl)، Z = 17

تمرین ۳

چرا نئون نسبت به سدیم (هر دو در دوره دوم و سوم؛ ولی نزدیک هم هستند) واکنش‌پذیری بسیار کمتری دارد؟

با توجه به تعداد الکترون‌های ظرفیت توضیح دهید.

تمرین ۴

یک مدل سادهٔ اتم اکسیژن (O) رسم کنید:

• هسته در مرکز
• دو لایهٔ الکترونی
• تعداد درست الکترون‌ها در هر لایه

تمرین ۵

در هر مورد، بگویید باید الکترون بگیرد یا از دست بدهد تا به آرایش پایدار (مانند گاز نجیب) برسد:

الف) اتم با 1 الکترون ظرفیت

ب) اتم با 7 الکترون ظرفیت

ج) اتم با 2 الکترون ظرفیت

۱۰. تمرین‌های پیشنهادی (ویژه پایه دهم)

تمرین ۱ – آرایش الکترونی زیرلایه‌ای

آرایش زیرلایه‌ای کامل عناصر زیر را بنویسید (تا رسیدن به عدد اتمی):

الف) منیزیم (Mg)، Z = 12

ب) آلومینیوم (Al)، Z = 13

ج) گوگرد (S)، Z = 16

سپس برای هر کدام:

• لایه ظرفیت را مشخص کنید.
• تعداد الکترون‌های ظرفیت را بنویسید.
• نوع عنصر (فلز/نافلز) را بیان کنید.

تمرین ۲ – عنصر کروم (Cr)، Z = 24

۱) با استفاده از قاعدهٔ آفبا، آرایش الکترونی کروم را بنویسید.

۲) با توجه به استثنای نیم‌پر شدن زیرلایه d، آرایش واقعاً پایدارش چیست؟

۳) آخرین الکترون وارد کدام زیرلایه می‌شود؟

(راهنما: کروم یکی از استثناهای مهم کنار مس است.)

تمرین ۳ – یون‌های آهن

برای آهن (Fe)، Z = 26:

۱) آرایش الکترونی اتم خنثی را بنویسید.

۲) با از دست دادن 2 الکترون، آرایش Fe²⁺ را بنویسید.

۳) با از دست دادن 3 الکترون، آرایش Fe³⁺ را بنویسید.

۴) توضیح دهید چرا آهن می‌تواند بیش از یک نوع یون (چندظرفیتی) داشته باشد.

تمرین ۴ – جدول تکمیلی

جدول زیر را کامل کنید (خودت در دفترت رسم کن):

• ستون‌ها:
  • نام عنصر
  • عدد اتمی (Z)
  • آرایش الکترونی زیرلایه‌ای
  • شمارهٔ دوره
  • شمارهٔ گروه (برای عناصر اصلی)
  • لایهٔ ظرفیت
  • تعداد الکترون ظرفیت

عنصرهایی که پیشنهاد می‌کنم در جدولت قرار دهی:

H، Li، Be، C، N، O، F، Ne، Na، Mg، Al، Si، P، S، Cl، Ar.

تمرین ۵ – تحلیل موقعیت در جدول

برای هر یک از عناصر زیر، فقط با نگاه به آرایش الکترونی زیرلایه‌ای (بدون حفظ بودن جدول) بگو در کدام دوره و گروه قرار می‌گیرد (اگر عنصر اصلی است):

الف) 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹

ب) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴

ج) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹