الإلكترون المذاب

الإلكترون المذاب هو إلكترون حر في محلول ، يتصرف فيه كأنيون . [ ^{1 ] يعني} ذوبان الإلكترون في المحلول أنه مرتبط به. ^{[ 2 ]} يُرمز للإلكترون المذاب في صيغ التفاعلات الكيميائية بالرمز "e− ^" . غالبًا ما تركز مناقشات الإلكترونات المذابة على محاليلها في الأمونيا ، والتي تبقى مستقرة لعدة أيام، ولكن الإلكترونات المذابة توجد أيضًا في الماء والعديد من المذيبات الأخرى - في الواقع، في أي مذيب يُسهّل انتقال الإلكترونات في الغلاف الخارجي . تُعد الإلكترونات المذابة من المواضيع الشائعة للدراسة في كيمياء الإشعاع . تُعرف الأملاح التي تحتوي على إلكترونات مذابة باسم الإلكتريدات . 

يُذيب الأمونيا السائل جميع الفلزات القلوية وغيرها من الفلزات الموجبة كهربائيًا مثل الكالسيوم ^{[ 3 ]} ، والسترونتيوم ، والباريوم ، واليوروبيوم ، والإيتربيوم (وكذلك المغنيسيوم باستخدام عملية التحليل الكهربائي ^{[ 4 ]} )، مُنتجًا محاليل زرقاء مميزة. بالنسبة للفلزات القلوية في الأمونيا السائلة ، يكون المحلول أزرق اللون عند التخفيف، ونحاسي اللون عند التركيز العالي (> 3 مولار ) ^{[ 5 ]} . هذه المحاليل موصلة للكهرباء . يعود اللون الأزرق للمحلول إلى الإلكترونات المُمَيَّأة بالأمونيا، والتي تمتص الطاقة في نطاق الضوء المرئي. يمكن تحديد معامل انتشار الإلكترون المُذاب في الأمونيا السائلة باستخدام قياس التيار الزمني ذي الخطوة الجهدية ^{[ 6 ]} .

الإلكترونات المذابة في الأمونيا هي أنيونات الأملاح التي تسمى الإلكتريدات .

Na + 6 NH ₃ → [Na(NH ₃ ) ₆ ] ⁺ + e ⁻

التفاعل قابل للانعكاس: تبخر محلول الأمونيا ينتج طبقة من الصوديوم المعدني.

دراسة حالة: الليثيوم في _{الأمونيا}

يكون محلول الليثيوم والأمونيا عند درجة حرارة -60  درجة مئوية مشبعًا عند تركيز معدني يبلغ حوالي 15 ^%  مول. عند زيادة التركيز في هذا النطاق، تزداد الموصلية الكهربائية من ^10⁻² إلى 10⁴ ^أوم⁻¹ سم⁻¹ ⁽ أكبر من موصلية الزئبق السائل ). عند تركيز 8 % مول تقريبًا، يحدث "انتقال إلى الحالة المعدنية" (يُسمى أيضًا "انتقال من المعدن إلى اللافلز"). عند تركيز 4 % مول، يحدث انفصال طوري سائل-سائل: حيث يصبح الطور الأقل كثافة ذو اللون الذهبي غير قابل للامتزاج من الطور الأكثر كثافة ذي اللون الأزرق. عند تركيز أعلى من 8% مول، يصبح لون المحلول برونزيًا/ذهبيًا. في نفس نطاق التركيز، تنخفض الكثافة الكلية بنسبة 30%.   

تذوب الفلزات القلوية أيضًا في بعض الأمينات الأولية الصغيرة ، مثل ميثيل أمين وإيثيل أمين ^{[ 7 ]} وسداسي ميثيل فوسفوراميد ، مكونةً محاليل زرقاء. يذيب رباعي هيدروفيوران (THF) الفلزات القلوية، لكن تفاعل اختزال بيرش (انظر §  التطبيقات ) لا  يحدث بدون ربيطة ثنائية الأمين . ^{[ 8 ]} استُخدمت محاليل الإلكترونات المذابة للفلزات القلوية الترابية، المغنيسيوم والكالسيوم والسترونتيوم والباريوم، في إيثيلين ثنائي الأمين لإدخال هذه الفلزات بين طبقات الجرافيت . ^{[ 9 ]}

في الماء، يتم تكوين الإلكترون المذاب من خلال حالة الإلكترون الرطب ، حيث لا يكون الإلكترون مذابًا بالكامل، ولكنه لا يزال مستقرًا بواسطة الروابط الهيدروجينية .

تشارك الإلكترونات المذابة في تفاعل الفلزات القلوية مع الماء، على الرغم من أن وجودها قصير الأمد. ^{[ 10 ]} عند درجة حموضة أقل من 9.6، يتفاعل الإلكترون المذاب مع أيون الهيدرونيوم مُنتجًا الهيدروجين الذري، الذي بدوره يتفاعل مع الإلكترون المذاب مُنتجًا أيون الهيدروكسيد وجزيء الهيدروجين _H₂ . ^{[ 11 ]}

يمكن العثور على الإلكترونات المذابة حتى في الحالة الغازية. وهذا يشير إلى احتمال وجودها في الغلاف الجوي العلوي للأرض ومشاركتها في عملية التكوين النووي وتكوين الهباء الجوي . ^{[ 12 ]}

تبلغ قيمة جهد القطب القياسي -2.88 فولت. ^{[ 13 ]} وتُشابه الموصلية المكافئة البالغة 177 موه سم² ^موصلية أيون الهيدروكسيد . وتُقابل هذه القيمة للموصلية المكافئة معامل انتشار قدره 4.75${\displaystyle \times 10^{-5}}$سم ² ث ⁻¹ . ^{[ 14 ]}

على الرغم من استقرارها التام، فإن محاليل الأمونيا الزرقاء التي تحتوي على إلكترونات مذابة تتحلل بسرعة في وجود المحفزات لتعطي محاليل عديمة اللون من أميد الصوديوم :

2 [Na(NH ₃ ) ₆ ] ⁺ e ⁻ → H ₂ + 2 NaNH ₂ + 10 NH ₃

يمكن عزل أملاح الإلكتريد بإضافة روابط حلقية كبيرة، مثل إيثرات التاج والكريبتاندات ، إلى محاليل تحتوي على إلكترونات مذابة. ترتبط هذه الروابط بقوة بالأيونات الموجبة وتمنع اختزالها مرة أخرى بواسطة الإلكترون.

[Na(NH₃ ₎ ₆ _] + ^e⁻ + ^{كريبتاندات} → [Na(كريبتاندات)] ⁺ e⁻ ⁺ 6 _NH₃

يتفاعل الإلكترون المذاب مع الأكسجين لتكوين جذر فوق الأكسيد ⁽ O₂⁻ ₎ . ^{[ 15 ]} ومع أكسيد النيتروز ، تتفاعل الإلكترونات المذابة لتكوين جذور النيتروكسيل (NO⁺ ⁾ . ^{[ 16 ]}

تشارك الإلكترونات المذابة في عمليات الأقطاب الكهربائية، وهو مجال واسع ذو تطبيقات تقنية عديدة ( التخليق الكهربائي ، والطلاء الكهربائي ، والاستخلاص الكهربائي ).

يُعد اختزال بيرش أحد الاستخدامات المتخصصة لمحاليل الصوديوم والأمونيا . ويُفترض أن التفاعلات الأخرى التي يُستخدم فيها الصوديوم كعامل مختزل تتضمن أيضًا إلكترونات مذابة، مثل استخدام الصوديوم في الإيثانول كما في اختزال بوفو-بلان .

أظهرت دراسة أجراها كولين وآخرون إمكانية استخدام محاليل الأمونيا المعدنية لإدخالها بين طبقات مجموعة متنوعة من المواد، والتي يمكن بعد ذلك فصلها في مذيبات قطبية غير بروتونية، لإنتاج محاليل أيونية لمواد ثنائية الأبعاد. ^{[ 17 ]} ومن الأمثلة على ذلك إدخال البوتاسيوم والأمونيا بين طبقات الجرافيت، ثم فصله تلقائيًا عن طريق الذوبان في رباعي هيدروفيوران (THF) لإنتاج محلول جرافينيد. ^{[ 18 ]}

يُعزى اكتشاف لون محاليل الإلكتريدات المعدنية عمومًا إلى همفري ديفي . ففي الفترة ما بين عامي 1807 و1809، درس إضافة حبيبات البوتاسيوم إلى غاز الأمونيا (وقد اختُرعت عملية تسييل الأمونيا عام 1823). ^{[ 19 ]} أعاد جيمس بالانتاين هاناي وج. هوغارث التجارب باستخدام الصوديوم في الفترة ما بين عامي 1879 و1880. ^{[ 20 ]} استخدم دبليو. ويل  الأمونيا السائلة عام 1864، وسي. أ. سيلي الأمونيا السائلة عام 1871، بينما ربط هاميلتون كادي خصائص تأين الأمونيا بخصائص تأين الماء عام 1897. ^{[ 21 ] [ 22 ] [ 23 ]} قاس تشارلز أ. كراوس الموصلية الكهربائية لمحاليل الأمونيا المعدنية، وفي عام 1907 عزاها إلى الإلكترونات المتحررة من المعدن. ^{[ 24 ] [ 25 ]} في عام 1918، قدم جي إي جيبسون و دبليو إل أرجو مفهوم الإلكترون المذاب. ^{[ 26 ]} لاحظا، بناءً على أطياف الامتصاص ، أن المعادن المختلفة والمذيبات المختلفة ( مثل ميثيل أمين وإيثيل أمين ) تُنتج اللون الأزرق نفسه، والذي يُعزى إلى نوع مشترك، وهو الإلكترون المذاب. في سبعينيات القرن العشرين، تم توصيف الأملاح الصلبة التي تحتوي على الإلكترونات كأنيون . ^{[ 27 ]}