الأنماط الدورية في نشاط الفلزات: شرح كيمياء HSC

إذا كان لكلٍّ من الليثيوم والبوتاسيوم إلكترون واحد في غلافه الخارجي، فلماذا يتخلى البوتاسيوم عن هذا الإلكترون بسهولة أكبر بكثير؟ ثم يظهر لغز ثانٍ: عبر الدورة الثالثة، يُعد الصوديوم والمغنيسيوم والألومنيوم جميعها فلزات، ومع ذلك فإن ميلها إلى فقد الإلكترونات ينخفض عمومًا كلما انتقلت من اليسار إلى اليمين.

قبل أن تتابع القراءة، توقّع أي الذرتين تمسك بإلكترونها الخارجي بقوة أكبر: الليثيوم أم البوتاسيوم. الإجابة هي الليثيوم. يحتوي البوتاسيوم على عدد أكبر من البروتونات، لكن إلكترونه الخارجي أبعد بكثير عن النواة وتحجبه عدة أغلفة إلكترونية داخلية. وهذا التأثير المركب هو الأهم.

هذه هي الفكرة المفيدة وراء الأنماط الدورية في نشاط الفلزات: يقدّم الجدول الدوري دلائل على مدى صعوبة فقد ذرة الفلز للإلكترونات.

01يبدأ نشاط الفلزات بفقد الإلكترونات

عندما يتفاعل فلز، تتأكسد ذراته عادةً. فهي تفقد إلكترونات وتكوّن أيونات موجبة.

بالنسبة إلى فلز \(M\) يكوّن أيونًا بشحنة \(n+\):

\[
\ce{M -> M^{n+} + n e^-}
\]

حيث:

• \(M\) هي ذرة الفلز،
• \(M^{n+}\) هو أيون الفلز الموجب،
• \(n\) هو عدد الإلكترونات المفقودة،
• و\(e^-\) يمثّل إلكترونًا.

يميل الفلز الأكثر نشاطًا بدرجة أكبر إلى الخضوع لعملية فقد الإلكترونات هذه في تفاعل مناسب.

هذه الصياغة مهمة. فكلمة «نشط» لا تعني ببساطة «يُحدث أكبر قدر من الفوران». فقد تعتمد السرعة المرئية للتفاعل أيضًا على درجة الحرارة والتركيز ومساحة السطح والطلاءات الواقية على الفلز.

يساعدنا الجدول الدوري على توقّع الميل الأساسي إلى فقد الإلكترونات. ثم توضّح التجارب وسلسلة نشاط الفلزات كيف يظهر هذا الميل في التفاعلات الفعلية.

02لماذا تصبح الفلزات أكثر نشاطًا نزولًا في المجموعة

لنتأمل الليثيوم والصوديوم والبوتاسيوم. كلٌّ منها فلز من المجموعة 1 وله إلكترون واحد في الغلاف الخارجي.

قد تعتقد في البداية أن البوتاسيوم ينبغي أن يمسك بهذا الإلكترون بأكبر قوة لأنه يحتوي على أكبر عدد من البروتونات. فوجود شحنة موجبة أكبر في النواة يوحي بقوة جذب أكبر.

لكن الإلكترون الخارجي لا يوجد على المسافة نفسها من النواة في كل ذرة.

عند النزول في المجموعة تزداد الأغلفة الإلكترونية:

• الليثيوم لديه غلافان إلكترونيان مشغولان،
• الصوديوم لديه 3،
• البوتاسيوم لديه 4.

لذلك يصبح الإلكترون الخارجي أبعد عن النواة. كما تحجبه الإلكترونات الداخلية عن جزء من قوة جذب النواة.

تخيّل النواة والإلكترون الخارجي وكأنهما في علاقة بعيدة المدى محكوم عليها ببعض المتاعب. عند النزول في المجموعة تزداد المسافة بينهما، بينما تعمل الأغلفة الإلكترونية الإضافية كأصدقاء يزدادون إزعاجًا وهم يقفون بينهما. تظل النواة جاذبة، لكن فقد الإلكترون الخارجي يصبح أسهل.

وينتهي التشبيه عند هذا الحد. فالإلكترونات ليست أجسامًا صغيرة تدور عند مسافات ثابتة، والحجب ينتج عن توزيعات الإلكترونات والتآثرات الكهروستاتيكية. وتبقى الصورة مفيدة لأنها تلخّص التغيرين المهمين: زيادة المسافة وزيادة الحجب.

الاتجاه عند النزول في المجموعة

بالنسبة إلى فلزات المجموعتين 1 و2، يؤدي النزول في المجموعة عمومًا إلى:

طاقة التأين هي الطاقة اللازمة لإزالة الإلكترونات من ذرات أو أيونات في الحالة الغازية. وانخفاض طاقة التأين يعني أن إزالة الإلكترونات أسهل من الناحية الطاقية.

إن ازدياد الشحنة النووية عند النزول في المجموعة يعاكس هذا الاتجاه جزئيًا. إلا أن زيادة المسافة والحجب يكون لهما عادةً التأثير الأكبر في فلزات المجموعتين 1 و2.

لذلك، بصورة عامة:

\[
\ce{Li < Na < K}
\]

من حيث نشاط الفلزات، وكذلك:

\[
\ce{Mg < Ca < Sr < Ba}
\]

بالنسبة إلى فلزات المجموعة 2.

هذه اتجاهات في النشاط الكيميائي، وليست ضمانًا بأن كل تفاعل ممكن سيحدث بالمعدل نفسه تمامًا.

03لماذا ينخفض نشاط الفلزات عمومًا عبر الدورة

قارن الآن بين الصوديوم والمغنيسيوم والألومنيوم. تقع العناصر الثلاثة جميعها في الدورة الثالثة:

• للصوديوم ترتيب الأغلفة \(2,8,1\)،
• وللمغنيسيوم \(2,8,2\)،
• وللألومنيوم \(2,8,3\).

تضع العناصر الثلاثة إلكترونات تكافؤها في الغلاف الإلكتروني الثالث.

فما الذي يتغير عند الانتقال من الصوديوم إلى الألومنيوم؟

يزداد عدد البروتونات. وتُضاف إلكترونات أيضًا، لكنها تُضاف أساسًا إلى الغلاف الخارجي نفسه بدلًا من تكوين أغلفة داخلية جديدة بالكامل.

ونتيجة لذلك، لا يزداد الحجب بما يكفي لإلغاء أثر زيادة الشحنة النووية. وتتعرض إلكترونات التكافؤ عمومًا لقوة جذب فعالة أكبر نحو النواة.

كما يتناقص نصف القطر الذري عمومًا عبر الدورة.

لذلك، عبر الجزء الفلزي من عناصر المجموعات الرئيسية في الدورة الثالثة، يصبح فقد الإلكترونات أقل ملاءمة بصورة عامة:

\[
\ce{Na > Mg > Al}
\]

بوصفه نمطًا عامًا لنشاط الفلزات.

لا تحوّل هذا إلى قاعدة «كلما زاد عدد إلكترونات التكافؤ قلت النشاطية»

قد تعطيك هذه القاعدة المختصرة النمط الصحيح، لكنها تفوّت الكيمياء الفعلية.

لا يتفوق الصوديوم على الألومنيوم في النشاط لمجرد أن \(1<3\). المهم هو مدى قوة ارتباط الإلكترونات المعنية بالذرة، والطاقة الكلية المرتبطة بتكوين الأيونات الناتجة.

معادلات نصف الأكسدة الشائعة لها هي:

\[
\ce{Na -> Na+ + e^-}
\]

\[
\ce{Mg -> Mg^2+ + 2e^-}
\]

\[
\ce{Al -> Al^3+ + 3e^-}
\]

يمكن لمول واحد من ذرات الألومنيوم أن يحرر ثلاثة مولات من الإلكترونات إذا تأكسد بالكامل إلى \(\mathrm{Al}^{3+}\). يخبرك ذلك بمقدار انتقال الإلكترونات، لا بمدى سهولة بدء عملية الأكسدة.

يمكن لفلز أن ينقل عددًا أكبر من الإلكترونات لكل ذرة، ومع ذلك يكون تأكسده أصعب.

04طاقة التأين الأولى مفيدة، لكنها ليست الإجابة كاملة

هناك قاعدة مغرية تقول:

طاقة تأين أولى أقل = فلز أكثر نشاطًا.

قد تكون هذه قاعدة مفيدة كمؤشر أولي. لكنها ليست تعريفًا دقيقًا لنشاط الفلزات.

وهناك سببان لذلك.

أولًا، تفقد فلزات كثيرة أكثر من إلكترون واحد. فالمغنيسيوم يكوّن عادةً \(\mathrm{Mg}^{2+}\)، بينما يكوّن الألومنيوم عادةً \(\mathrm{Al}^{3+}\). وطاقة التأين الأولى تصف إزالة الإلكترون الأول فقط.

ثانيًا، لا يبدأ التفاعل الكيميائي الحقيقي بذرات غازية منفردة وينتهي بأيونات غازية منفردة. فالفلزات تبدأ في بنية فلزية صلبة، وقد تصبح أيوناتها محاطة بجزيئات الماء أو مدمجة في مركبات. وتؤثر هذه العمليات أيضًا في تغير الطاقة.

بل توجد إشارة تحذير مفيدة في الدورة الثالثة: طاقة التأين الأولى للألومنيوم أقل من طاقة التأين الأولى للمغنيسيوم. فالإلكترون الأول في الألومنيوم يُزال من فلك \(3p\)، بينما يُزال إلكترون المغنيسيوم من تحت المستوى الممتلئ \(3s\).

ولا يعني هذا الاستثناء الصغير أن الألومنيوم يصبح فجأة أكثر نشاطًا من المغنيسيوم.

والدرس أهم من مجرد حفظ الاستثناء: لا تستخدم قيمة واحدة لطاقة التأين بوصفها مقياسًا شاملًا للنشاط الكيميائي.

05لماذا قد يبدو الألومنيوم أقل نشاطًا مما هو عليه بالفعل

افترض أنك وضعت قطعة من الألومنيوم في محلول ولم تلاحظ في البداية حدوث شيء يُذكر. قد يكون من المغري أن تستنتج أن الألومنيوم ببساطة لا يميل إلى فقد الإلكترونات.

المشكلة تكمن في السطح.

يتفاعل الألومنيوم مع الأكسجين ليكوّن طبقة رقيقة ومتماسكة من أكسيد الألومنيوم، \(\ce{Al2O3}\). تفصل هذه الطبقة الألومنيوم الموجود تحتها عن المواد المتفاعلة المحيطة به.

تُسمى هذه العملية التخميل.

قد يكون لذرات الألومنيوم الموجودة أسفل الطلاء ميل ملحوظ إلى التأكسد، لكن الطلاء يبطئ التفاعل لأنه يجعل وصول المواد المتفاعلة إلى سطح الفلز صعبًا.

وهذا يعطينا فكرتين مختلفتين:

• الميل الديناميكي الحراري يسأل عمّا إذا كانت الأكسدة ملائمة،
• معدل التفاعل يسأل عن مدى سرعة حدوث التفاعل فعلًا في الظروف المحددة.

الفكرتان مترابطتان، لكنهما ليستا متطابقتين.

ولهذا تكون حالة السطح مهمة عند مقارنة تفاعلات الفلزات مع الأحماض المخففة. فالسطح المتسخ أو المتأكسد أو المغطى بطبقة قد يجعل فلزًا ذا نشاط معقول يبدو قليل التفاعل بشكل مفاجئ.

06قاعدة موثوقة لاتخاذ القرار في أسئلة الجدول الدوري

عندما يطلب منك سؤال في HSC توقّع نشاط فلز من موقعه الدوري، اعمل بهذا الترتيب.

التمييز المهم هنا هو بين الاتجاه العام والتنبؤ الكامل.

يوضح الموقع الدوري سبب حدوث أنماط معينة. أما سلسلة النشاط فتعتمد على السلوك الكيميائي وتعطي ترتيبًا تجريبيًا أكثر مباشرة للفلزات في كثير من مقارنات الأكسدة والاختزال.

07أكثر المفاهيم الخاطئة إغراءً

«الفلز الذي لديه عدد أكبر من الإلكترونات الخارجية أكثر نشاطًا»

ليس بالضرورة.

يمكن للألومنيوم أن يفقد ثلاثة إلكترونات لكل ذرة عند تكوين \(\mathrm{Al}^{3+}\)، بينما يفقد الصوديوم إلكترونًا واحدًا فقط عند تكوين \(\mathrm{Na}^{+}\). ومع ذلك، يظل الصوديوم الفلز الأكثر نشاطًا في المقارنة العامة ضمن الدورة الثالثة.

عدد الإلكترونات المنتقلة وسهولة انتقال الإلكترونات كميتان مختلفتان.

«زيادة عدد البروتونات تعني دائمًا أن الإلكترونات ممسوكة بقوة أكبر»

فقط إذا تجاهلت المسافة والحجب.

للبوتاسيوم عدد بروتونات أكبر من الليثيوم، ومع ذلك فإن إلكترونه الخارجي أبعد عن النواة ومحجوب بدرجة أكبر بكثير. لذلك يفقد البوتاسيوم هذا الإلكترون بسهولة أكبر.

«إذا لم أستطع رؤية تفاعل، فلا بد أن الفلز غير نشط»

ليس بالضرورة.

يمكن لطبقة أكسيد واقية أن تمنع المواد المتفاعلة من الوصول إلى الفلز. والألومنيوم هو المثال الكلاسيكي.

«يعطي الجدول الدوري سهمًا قطريًا واحدًا لنشاط الفلزات»

توخَّ الحذر.

عند النزول في المجموعة، يزداد النشاط عمومًا بالنسبة إلى فلزات المجموعتين 1 و2. وعبر الدورة، ينخفض النشاط الفلزي عمومًا من اليسار إلى اليمين. وإذا كان أحد الفلزين يقع أسفل الآخر وإلى يمينه في الوقت نفسه، فإن هذين الاتجاهين يتعارضان.

عند هذه النقطة، تحتاج إلى معلومات إضافية بدلًا من اختراع قاعدة قطرية.

08الأسئلة والحلول

السؤال 1

المغنيسيوم والسترونشيوم كلاهما من فلزات المجموعة 2.

أي الفلزين يُتوقع أن يتفاعل بسهولة أكبر مع حمض الهيدروكلوريك المخفف؟ اشرح توقعك من حيث البنية الذرية وفقد الإلكترونات، واكتب المعادلة الأيونية العامة للتفاعل.

الحل 1

يُتوقع أن يتفاعل السترونشيوم بسهولة أكبر مع حمض الهيدروكلوريك المخفف.

يقع السترونشيوم أسفل المغنيسيوم في المجموعة 2. ولذلك لديه عدد أكبر من الأغلفة الإلكترونية المشغولة، ونصف قطر ذري أكبر، وحجب أكبر لإلكترونات تكافؤه.

وعلى الرغم من أن للسترونشيوم شحنة نووية أكبر أيضًا، فإن زيادة المسافة والحجب تقللان قوة الجذب الفعالة التي تمسك بإلكترونيه الخارجيين.

يخضع كلا الفلزين للأكسدة بالشكل:

\[
\ce{M -> M^2+ + 2e^-}
\]

ويكون التفاعل مع الحمض:

\[
\ce{M(s) + 2H+(aq) -> M^2+(aq) + H2(g)}
\]

الخطأ المغري هو القول إن كلا الفلزين لديه إلكترونا تكافؤ، ولذلك ينبغي أن يكونا متساويين في النشاط. عدد إلكترونات التكافؤ لديهما متساوٍ، لكن قوة ارتباط هذه الإلكترونات ليست متساوية.

السؤال 2

يضع طالب مغنيسيومًا نظيفًا في حمض هيدروكلوريك مخفف ويلاحظ فورًا فقاعات الهيدروجين. أما شريط ألومنيوم موضوع في حمض مماثل فلا يُنتج تقريبًا أي فقاعات في البداية.

بعد حكّ سطح الألومنيوم جيدًا، يبدأ بالتفاعل بسرعة أكبر بكثير.

يقول الطالب: «الملاحظة الأولى تثبت أن الألومنيوم يكاد لا يميل إلى فقد الإلكترونات».

قيّم هذا الاستنتاج. ينبغي أن تميّز إجابتك بين النشاط الدوري ومعدل التفاعل المُلاحظ.

الحل 2

استنتاج الطالب غير مبرر لأن بطء التفاعل في البداية قد يكون ناتجًا عن طبقة الأكسيد الواقية على الألومنيوم، لا عن انعدام الميل إلى فقد الإلكترونات.

عادةً ما يكون الألومنيوم مغطى بطبقة رقيقة من \(\ce{Al2O3}\). ويجب على الحمض اختراق هذه الطبقة أو إزالتها قبل أن يتمكن من التفاعل بسهولة مع الألومنيوم الموجود تحتها.

معادلة نصف الأكسدة للفلز المكشوف هي:

\[
\ce{Al -> Al^3+ + 3e^-}
\]

يؤدي حكّ السطح إلى إزالة قدر كبير من الحاجز، ولذلك فإن زيادة معدل التفاعل دليل على أن حالة السطح كانت تؤثر في الملاحظة الأصلية.

ولا يزال الاستدلال الدوري يتوقع أن يكون المغنيسيوم عمومًا أكثر نشاطًا من الألومنيوم عبر الجزء الفلزي من الدورة الثالثة:

\[
\ce{Mg > Al}
\]

لكن التجربة الأولى وحدها لا تحدد مقدار هذا الفرق، لأنها تقارن سطح مغنيسيوم متاحًا بسهولة للتفاعل بسطح ألومنيوم مُخمَّل.

الطريق المغري هو اعتبار «عدد أكبر من الفقاعات» مساويًا تمامًا لـ«ميل ذاتي أكبر إلى التأكسد». لكن معدل تكوّن الفقاعات يقيس معدل ذلك التفاعل المحدد في تلك الظروف المحددة. ويمكن للحواجز الحركية، مثل طبقة الأكسيد، أن تغيّره.

السؤال 3

ثلاثة فلزات افتراضية \(A\) و\(B\) و\(C\) هي فلزات متتالية من المجموعات الرئيسية في الدورة نفسها.

وتكوّن الأيونات \(\mathrm{A}^{+}\) و\(\mathrm{B}^{2+}\) و\(\mathrm{C}^{3+}\)، على الترتيب.

يجادل طالب بأن \(C\) لا بد أن يكون الأكثر نشاطًا لأن كل مول من \(C\) يمكنه تحرير ثلاثة مولات من الإلكترونات، بينما يحرر كل مول من \(A\) مولًا واحدًا فقط.

بافتراض أن الفلزات الثلاثة تتبع الاتجاه الدوري المعتاد للمجموعات الرئيسية، رتّب نشاطها الفلزي. ثم اشرح كيف يمكن لـ\(C\) أن يحرر أكبر عدد من الإلكترونات لكل مول ومع ذلك يكون الأقل نشاطًا بين الفلزات الثلاثة.

الحل 3

الترتيب المتوقع لنشاط الفلزات هو \(A>B>C\)، على الرغم من أن \(C\) يحرر أكبر عدد من الإلكترونات لكل مول عند تأكسده بالكامل.

معادلات أنصاف الأكسدة هي:

\[
\ce{A -> A+ + e^-}
\]

\[
\ce{B -> B^2+ + 2e^-}
\]

\[
\ce{C -> C^3+ + 3e^-}
\]

عند الانتقال من \(A\) إلى \(B\) ثم إلى \(C\) عبر الدورة نفسها، تزداد عمومًا قوة الجذب النووي الفعالة المؤثرة في إلكترونات التكافؤ. وتصبح إزالة الإلكترونات أصعب إجمالًا، ولذلك ينخفض الميل إلى الأكسدة.

إذا تأكسد مول واحد من كل فلز بالكامل:

• يحرر \(1\) mol من \(A\) مقدار \(1\) mol من الإلكترونات،
• يحرر \(1\) mol من \(B\) مقدار \(2\) mol من الإلكترونات،
• يحرر \(1\) mol من \(C\) مقدار \(3\) mol من الإلكترونات.

يخبرنا ذلك بسعة انتقال الإلكترونات لكل مول بعد حدوث الأكسدة. ولا يخبرنا بمدى سهولة بدء الأكسدة.

يخلط الاستدلال المغري بين المقدار والميل. فقد يستطيع خزان ماء كبير احتواء ماء أكثر من زجاجة صغيرة من دون أن يكون تفريغه أسهل. وبالمثل، يمكن لـ\(C\) نقل عدد أكبر من الإلكترونات لكل مول، مع الاحتفاظ بتلك الإلكترونات بقوة كافية تجعل أكسدته أقل ملاءمة.

تشبيه الزجاجة محدود لأن الذرات لا تخزّن الإلكترونات ماديًا كما يُخزَّن السائل. وغرضه الوحيد هو فصل فكرتين: مقدار ما يمكن نقله ومدى سهولة حدوث النقل.

السؤال 4

تأمل ثلاثة فلزات:

• \(X\) فلز من المجموعة 1 في الدورة الثالثة،
• \(Y\) فلز من المجموعة 2 في الدورة الثالثة،
• \(Z\) فلز من المجموعة 2 في الدورة الرابعة.

باستخدام الاتجاهات الدورية البسيطة الموضحة في هذا الدليل فقط:

1. قارن النشاط المتوقع لـ\(X\) و\(Y\).
2. قارن النشاط المتوقع لـ\(Y\) و\(Z\).
3. حدّد ما إذا كانت هذه الاتجاهات وحدها كافية لترتيب \(X\) و\(Z\).

يقول طالب: «أي فلز يقع في موضع أدنى في الجدول الدوري لا بد أن يكون أكثر نشاطًا، ولذلك يجب أن يكون \(Z\) أكثر نشاطًا من \(X\)». قيّم هذا الاستدلال.

الحل 4

تتنبأ الاتجاهات الدورية بأن \(X>Y\) و\(Z>Y\)، لكنها لا تعطي وحدها ترتيبًا موثوقًا لـ\(X\) مقارنةً بـ\(Z\).

بالنسبة إلى \(X\) و\(Y\)، يقع كلا الفلزين في الدورة الثالثة. ويقع \(X\) إلى اليسار أكثر. عبر المنطقة الفلزية من الدورة، ينخفض الميل إلى فقد الإلكترونات عمومًا من اليسار إلى اليمين.

لذلك:

\[
X>Y
\]

بالنسبة إلى \(Y\) و\(Z\)، يقع كلاهما في المجموعة 2، ويقع \(Z\) أسفل \(Y\). يؤدي النزول في المجموعة 2 إلى زيادة الحجب ونصف القطر الذري، مما يجعل فقد إلكترونات التكافؤ أسهل.

لذلك:

\[
Z>Y
\]

أما المقارنة بين \(X\) و\(Z\) فهي مختلفة. فالانتقال من \(X\) إلى \(Z\) يتضمن الحركة إلى الأسفل وإلى اليمين في الوقت نفسه.

الاتجاه إلى الأسفل يميل إلى زيادة نشاط الفلز.

والاتجاه إلى اليمين يميل إلى تقليله.

لذلك يتنافس الاتجاهان البسيطان. ولا يخبراننا أي التأثيرين أكبر.

يفشل ادعاء الطالب لأن «الموقع الأدنى في الجدول» ليس قاعدة شاملة. فهو يعمل جيدًا للمقارنات داخل مجموعة مناسبة، مثل المجموعة 1 أو المجموعة 2، لكنه لا ينطبق تلقائيًا على الفلزات الموجودة في مجموعات مختلفة.

ولترتيب \(X\) و\(Z\) بثقة، نحتاج إلى دليل إضافي مثل سلسلة النشاط، أو بيانات تجريبية مناسبة، أو معلومات طاقية أكثر تفصيلًا.

الخطوة المغرية هي تخيّل وجود سهم قطري شامل واحد لزيادة النشاط. لكن الجدول الدوري لا يعطينا مثل هذا السهم. تكون الاتجاهات أكثر موثوقية عندما نقارن العناصر مع تغيير سمة بنيوية رئيسية واحدة في كل مرة.

السؤال 5

فيما يلي طاقات التأين الأولى والمتتالية المعطاة. جميع القيم بوحدة \(\mathrm{kJ\,mol^{-1}}\).

ينظر طالب إلى طاقات التأين الأولى فقط ويجادل بأن:

\[
\ce{Na > Al > Mg}
\]

هو ترتيب نشاط الفلزات لأن إزالة الإلكترون الأول من الألومنيوم تتطلب طاقة أقل من إزالة الإلكترون الأول من المغنيسيوم.

ويجادل طالب آخر بأن الاتجاه العام لنشاط فلزات الدورة الثالثة هو:

\[
\ce{Na > Mg > Al}
\]

اشرح أي النموذجين يعطي التنبؤ الأكثر فائدة لهذه الفلزات الثلاثة. ويجب أن يفسر شرحك طاقة التأين الأولى المنخفضة على نحو غير معتاد للألومنيوم، وتكوّن الأيونات الشائعة، ولماذا لا تمثل حتى طاقات التأين المتتالية وصفًا كاملًا للنشاط الكيميائي الحقيقي للفلزات.

الحل 5

التنبؤ الأوسع \(\ce{Na > Mg > Al}\) هو الاتجاه الأكثر فائدة لنشاط الفلزات؛ أما ترتيب الفلزات اعتمادًا على طاقة التأين الأولى وحدها فيعطي مقارنة مضللة بين المغنيسيوم والألومنيوم.

يبدو استدلال الطالب الأول مقنعًا في البداية لأن القيم المعطاة هي:

\[
496 < 578 < 738
\]

ولذلك يكون إلكترون الصوديوم الأول هو الأسهل في الإزالة، يليه إلكترون الألومنيوم، ثم إلكترون المغنيسيوم.

النقطة الحاسمة هي أن طاقة التأين الأولى تصف إلكترونًا واحدًا فقط.

يُزال الإلكترون الأول للألومنيوم من تحت المستوى \(3p\). وهذا الإلكترون أسهل قليلًا في الإزالة من إلكترون \(3s\) الأول في المغنيسيوم، ولذلك يخالف الألومنيوم التوقع البسيط بوجود زيادة منتظمة تمامًا في طاقة التأين الأولى.

لكن المغنيسيوم والألومنيوم لا يتوقفان عادةً بعد فقد إلكترون واحد.

يُكوّن المغنيسيوم عادةً \(\mathrm{Mg}^{2+}\)، وهو ما يتطلب عمليتي التأين الأولى والثانية:

\[
738+1451=2189\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}
\]

لخطوات التأين في الحالة الغازية.

أما الألومنيوم فيكوّن عادةً \(\mathrm{Al}^{3+}\)، وهو ما يتطلب ثلاث عمليات تأين:

\[
578+1817+2745=5140\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}
\]

للخطوات الغازية المقابلة.

توضح هذه المجاميع لماذا يؤدي التركيز فقط على إلكترون \(3p\) الأول في الألومنيوم، الذي يسهل نزعه نسبيًا، إلى صورة مشوهة.

ومع ذلك، سيكون من الخطأ أيضًا اعتبار مجموع طاقات التأين حسابًا دقيقًا للنشاط الكيميائي. فبيانات طاقة التأين تشير إلى ذرات وأيونات في الحالة الغازية. وقد يتضمن التفاعل الحقيقي للفلز كسر تآثرات في فلز صلب، وتكوين روابط، وإماهة الأيونات، ونقل الإلكترونات إلى نوع كيميائي آخر، والتغلب على حواجز سطحية.

ويضيف الألومنيوم تعقيدًا آخر لأن طبقة الأكسيد التي تغطيه قد تجعل معدل تفاعله المُلاحظ أبطأ بكثير مما قد يوحي به سلوكه الأساسي في الأكسدة والاختزال.

إذن، القيد الدقيق الذي يُسقط حجة الطالب الأول هو الآتي: يتعلق نشاط الفلز بطاقات وآلية عملية الأكسدة الكاملة، بينما تصف طاقة التأين الأولى خطوة منفردة واحدة فقط.

ويظل اتجاه الدورة الثالثة مفيدًا، لكن يجب التعامل معه بوصفه نموذجًا كيميائيًا لا قاعدة ناتجة من رقم واحد.

09ما الذي يتيح لك هذا النمط توقّعه لاحقًا

يكون الموقع الدوري أكثر فائدة عندما يوضح لك لماذا يحتل فلز ما موقعه في نمط النشاط الكيميائي.

عند النزول في المجموعة 1 أو المجموعة 2، تؤدي زيادة المسافة والحجب عمومًا إلى جعل فقد الإلكترونات أسهل. وعبر الجزء الفلزي من عناصر المجموعات الرئيسية في الدورة، تؤدي زيادة قوة الجذب النووي الفعالة عمومًا إلى جعل فقد الإلكترونات أصعب. وبمجرد أن تبدأ هذه الاتجاهات في التنافس، أو عندما تصبح الطلاءات السطحية وظروف التفاعل المحددة مهمة، لا يعود الموقع الدوري وحده كافيًا.

وهنا تصبح الأداة التالية مفيدة: سلسلة نشاط الفلزات. فبدلًا من أن تسأل فقط: «أين يقع هذا الفلز في الجدول الدوري؟»، يمكنك طرح السؤال الأقوى: «بالنظر إلى ميل هذا الفلز إلى فقد الإلكترونات، هل سيُزيح نوعًا كيميائيًا آخر في هذه الظروف المحددة؟»