العلومالكيمياءالكيمياء غير العضوية

مفهوم الكهروسلبية في الكيمياء

مفهوم الكهروسلبية

 

في الكيمياء تعد الكهروسلبية عبارة عن مقياس لمقدار ميل الذرة لجذب زوج من الإلكترونات الرابطة، كما ويعد مقياس بولينج هو الأكثر المقياس استخدامًا، إذ يتم تعيين الفلور (وهو العنصر الأكثر كهروسلبية على الإطلاق) بقيمة 4.0 وتتراوح القيم إلى عنصر السيزيوم وعنصر الفرانسيوم وهما الأقل كهروسلبية على الإطلاق عند قيمة 0.7.

 

والسؤال الآن ماذا لو ارتبطت ذرتان متساويتان في الكهرسلبية؟

 

  • يجب أن تضع في عين الاعتبار وجود رابطة كيميائية بين ذرتين A و B، وفي حين كانت الذرات متساوية كهربيًا فإن كلاهما يمتلكان نفس المقدرة والميل لجذب زوج من الإلكترونات الرابطة، وبالتالي سيتم العثور عليه في منتصف المسافة بين الذرتين.

 

  • وللحصول على رابطة مثل هذه يجب أن يكون كلا من ذرتي A و B من نفس الذرة، وستجد هذا النوع من الروابط على سبيل المثال بين كلا من جزيء الهيدروجين H2 أو جزيء الكلور Cl2، ملاحظة: من المهم جدا أن تدرك أن هذه عبارة عن صورة متوسطة، إذ إن الإلكترونات موجودة بالفعل في مدار جزيئي وتتحرك طوال الوقت داخل هذا المدار.

 

  • في الواقع فإنه من الممكن أن يتم النظر إلى هذا النوع من الروابط على أنه روابط تساهمية “نقية” حيث يتم في هذه الرابطة تقاسم عدد الإلكترونات بشكل متساوي بين الذرتين.

 

وماذا لو كانت الذرة B أكثر كهروسلبية بقليل من الذرة A؟

 

  • في الحقيقة فإن الذرة B سوف تجذب زوج الإلكترونات إليها بدلاً من الذرة A.

 

  • هذا يعني أن طرف الذرة B من الرابطة لديه أكثر من نصيبه العادل من كثافة الإلكترون، وبالتالي يصبح ذو شحنة سالبة جزيئية، وفي الوقت نفسه تصبح الذرة A وهي تمتلك العدد الأقل من الإلكترونات تحمل شحنة جزيئية موجبة، وفي الرسم التخطيطي تعني δ  كلمة دلتا وتعني δ+ “موجبة جزئيا”.

 

  • أما بالنسبة للرابطة القطبية فهي عبارة عن رابطة تساهمية يحدث فيها فصل للشحنة بين طرف وآخر بمعنى آخر يكون فيه أحد الطرفين موجبًا قليلاً والآخر سالبًا قليلاً.

 

  • تشمل الأمثلة معظم الروابط التساهمية، حيث تعتبر الرابطة بين عنصر الهيدروجين وعنصر الكلور في حمض الهيدروكلوريك أو الرابطة بين عنصر الهيدروجين وعنصر الأكسجين في الماء نموذجية.

 

  • بينما إذا كان الأمر مختلفا عما سبق أي إذا كانت الذرة B أكثر كهروسلبية بالكامل من الذرة A، فسيتم سحب زوج الإلكترونات مباشرةً إلى نهاية طرف الرابطة B، لذا فقدت الذرة A السيطرة على إلكترونها ولدى الذرة B السيطرة الكاملة على كلا الإلكترونين، وتم تشكيل الأيونات، إذن الرابطة هي رابطة أيونية وليست رابطة تساهمية.

 

“طيف” من الروابط

 

  • المعنى الضمني لكلمة طيف من الروابط هو أنه لا يوجد ولم تتم عملية فصل واضح بين الروابط التساهمية والأيونية، وفي الرابطة التساهمية النقية يتم الاحتفاظ بالإلكترونات في المتوسط أي ​​في منتصف المسافة بالضبط بين الذرات، أما في الرابطة القطبية فإنه يتم سحب الإلكترونات قليلاً باتجاه أحد طرفيها.

 

  • إلى أي مدى يجب أن يذهب هذا السحب قبل أن يتم احتساب الرابطة على أنها أيونية؟ في الواقع لا توجد إجابة حقيقية على ذلك، إذ يعتبر كلوريد الصوديوم عادةً مادة صلبة أيونية، ولكن حتى هنا لم يفقد الصوديوم السيطرة تمامًا على إلكتروناته، ومع ذلك نظرًا لخصائص كلوريد الصوديوم فإننا نميل إلى حسابه كما لو كان أيونيًا بحتًا.

 

  • أي أنه لا يوجد فرق في الكهربية بين ذرتين يؤدي إلى رابطة تساهمية غير قطبية نقية، ولكن يؤدي اختلاف بسيط في الكهربية إلى رابطة تساهمية قطبية، بينما يؤدي الاختلاف الكبير في الكهربية إلى رابطة أيونية.

 

أنماط الكهروسلبية في الجدول الدوري

 

  • هناك معلومة تفيد أن مسافة الإلكترونات من النواة تبقى ثابتة نسبيًا في ضمن الصف في الجدول الدوري، ولكن ليس في عمود الجدول الدوري، حيث أن مقدار القوة بين أي شحنتين يوجد مقدارها ويحددها قانون كولوم، وهو ذو الصيغة التالية:  F=kQ1Q2/r2.

 

  • في هذا التعبير يمثل الرمز Q الشحنة ويمثل الرمز k ثابتًا، وتمثل الرمز r المسافة بين الشحنات، وعندما r = 2، ثم r2 = 4، وعندما r = 3 ثم r2 = 9، وعندما r = 4 ثم r2 = 16، وكما يتضح من هذه الأرقام أنه كلما زادت المسافة بين الشحنات كلما قلت القوة وبسرعة كبيرة، حيث أن هذا يسمى بالتغيير التربيعي.

 

  • نتيجة التغيير السابق نتج أن الكهروسلببية تزداد من أسفل إلى أعلى ضمن العمود في الجدول الدوري على الرغم من وجود المزيد من البروتونات في العناصر أسفل العمود، أما العناصر الموجودة في الجزء العلوي من العمود لها كهرومغناطيسية أكبر من العناصر الموجودة في أسفل عمود معين.

 

  • والاتجاه العام للكهروسلببية في الجدول الدوري يكون قطريا من الزاوية اليسرى السفلية إلى الزاوية اليمنى العليا، ونظرًا لأن الكهروسلببية لبعض العناصر المهمة لا يمكن أن يتم تحديدها من خلال هذه الاتجاهات (فهي تقع في القطر الخطأ)، لذا فإنه يتعين علينا أن حفظ الترتيب التالي للكهروسلببية لبعض هذه العناصر المشتركة: F> O> Cl> N> Br> I> S> C> H> المعادن.

 

  • إن العنصر الأكثر كهروسلبية في الجدول الدوري كاملا هو عنصر الفلور، وإذا كنت تتذكر هذه الحقيقة فسيصبح كل شيء سهلاً؛ وذلك لأن الكهروسلببية يجب أن تزداد دائمًا نحو الفلور في الجدول الدوري.

 

الاتجاهات في الكهروسلبية عبر فترة ما

 

تجذب البروتونات موجبة الشحنة في النواة الإلكترونات سالبة الشحنة، ومع زيادة عدد البروتونات في النواة ستزداد الكهروسلبية أو الجاذبية، لذلك تزداد الكهربية من اليسار إلى اليمين على التوالي في الجدول الدوري، وهذا التأثير ينطبق فقط على صف في الجدول الدوري؛ لأن التجاذب بين الشحنات ينخفض ​​بسرعة مع المسافة.

 

شرح الأنماط في الكهروسلبية

 

تعتمد الجاذبية التي يشعر بها زوج من الإلكترونات المترابطة لنواة معينة على عدد البروتونات في النواة والمسافة من النواة
وكمية الفرز بواسطة الإلكترونات الداخلية.

 

لماذا تزيد الكهروسلبية خلال فترة؟

 

خذ مثالا: عنصر الصوديوم الموجود في بداية الفترة الثالثة وعنصر الكلور الموجود في النهاية (تجاهل عنصر الأرغون)، فكر في كلوريد الصوديوم كما لو كان مرتبطًا تساهميًا، يحتوي كل من الصوديوم والكلور على إلكترونات مرتبطة بهما في المستوى الثالث، ويتم فحص زوج الإلكترون من كلا النوى بواسطة إلكترونات 1s و 2s و 2 p، لكن نواة الكلور بها 6 بروتونات أخرى، لا عجب أن يتم سحب زوج الإلكترون بعيدًا باتجاه الكلور بحيث تتشكل الأيونات، وتزداد الكهروسلبية خلال فترة ما لأن عدد الشحنات على النواة يزداد، وهذا يجذب زوج الإلكترونات المترابط بقوة أكبر.

 

لماذا تنخفض الكهروسلبية عندما تنزل في مجموعة؟

 

عندما تنزل في مجموعة تنخفض الكهروسلبية؛ لأن زوج الإلكترونات المترابط يزداد بعدًا عن جاذبية النواة، ضع في اعتبارك جزيئات فلوريد الهيدروجين وكلوريد الهيدروجين، يتم حماية زوج الترابط من نواة الفلور فقط بواسطة إلكترونات 1s2، وفي حالة الكلور يتم حمايته بواسطة جميع إلكترونات 1s22s22p6، وإذا كانت أقرب إلى النواة فإن الجاذبية تكون أكبر.

 

العلاقة القطرية فيما يتعلق بالكهروسلبية

 

في بداية الفترتين 2 و 3 من الجدول الدوري هناك العديد من الحالات التي يكون فيها عنصر في الجزء العلوي من مجموعة ما لديه بعض أوجه التشابه مع عنصر في المجموعة التالية، ولاحظ أن أوجه التشابه تحدث في العناصر التي تكون قطرية لبعضها البعض وليس جنبًا إلى جنب.

 

كمثال: البورون مادة غير معدنية لها بعض الخصائص مثل السيليكون على عكس باقي المجموعة 2 ويحتوي البريليوم على بعض الخصائص التي تشبه الألومنيوم، والليثيوم وبعض الخصائص التي تختلف عن العناصر الأخرى في المجموعة 1 وفي بعض النواحي تشبه المغنيسيوم، ويقال أن هناك علاقة قطرية بين هذه العناصر.

 

تزداد الكهروسلبية عبر الجدول الدوري، لذلك على سبيل المثال الكهرسلبية للبريليوم والبورون هي: Be 1.5 ، B 2.0 تنخفض الكهروسلبية وأنت تنزل في الجدول الدوري، لذلك على سبيل المثال الكهروسلبية للبورون والألمنيوم هي: B 2.0، Al 1.5.

المصدر
INORGANIC CHEMISTRYCATHERINE E. HOUSECROFT AND ALAN G. SHARPE, FOURTH EDITION. Inorganic Chemistry: Principles of Structure and Reactivity Subsequent Edition by James E. Huheey (Author), Ellen A. Keiter (Author), Richard L. Keiter (Author). ‘Inorganic Chemistry’ by Catherine .E. Housecroft and Alan.G. Sharpe Pearson, 5th ed. 2018Basic Inorganic Chemistry’ ‘Inorganic Chemistry’, by Miessler, Fischer, and Tarr, 5th Edition, Pearson, 2014.

مقالات ذات صلة

اترك تعليقاً

زر الذهاب إلى الأعلى