في الكيمياء، الكهربية هي القوة التي تجذب بها الذرة إلكترونًا في رابطة كيميائية. X مصدر البحث الذرة ذات القدرة الكهربية العالية تجذب الإلكترونات بقوة، بينما الذرة ذات القدرة الكهربية المنخفضة تجذب الإلكترونات أضعف. تُستخدم قيم الكهربية للتنبؤ بسلوك الذرات المختلفة عندما تشكل روابط كيميائية مع بعضها البعض، مما يجعل معرفة قيمتها أمرًا مهمًا في الكيمياء الأساسية.
خطوات
أساسيات الكهربية
1 افهم أن الروابط الكيميائية تتشكل عندما تشترك الذرات في الإلكترونات. لتكون قادرًا على فهم مبدأ الكهربية، من المهم أولاً أن نفهم ما تعنيه “الرابطة الكيميائية”. عندما “ترتبط” ذرتان في الجزيء ببعضهما البعض في مخطط جزيئي، نقول إن هناك رابطة كيميائية بين هاتين الذرتين. هذا يعني أنهم يتشاركون في زوج من الإلكترونات، حيث تساهم كل ذرة بإلكترون واحد في الرابطة.
- الأسباب الحقيقية وراء مشاركة الذرات للإلكترونات وتشكيل روابط خارج نطاق هذه المقالة. إذا كنت تريد معرفة المزيد حول هذا الموضوع، فانتقل إلى مبادئ الترابط الكيميائي أو مقالات مماثلة من ويكي هاو حول الترابط الكيميائي.
2 فهم كيف تؤثر الكهربية على الرابطة الكيميائية. عندما تشترك ذرتان في مجموعة من الإلكترونات في رابطة، فإنهما لا يتشاركان دائمًا بالتساوي. إذا كانت إحدى هاتين الذرتين ذات كهرسلبية أعلى من الذرة الأخرى التي تتصل بها، فإنها تسحب زوج الإلكترونات نحوها أكثر. قد تسحب الذرة ذات القدرة الكهربية العالية جدًا كل إلكترونات الرابطة تجاه نفسها، وبالكاد تشارك تلك الإلكترونات مع الذرة الأخرى.
- على سبيل المثال، في جزيء NaCl (كلوريد الصوديوم)، تتمتع ذرة الكلور بقدرة كهرسلبية عالية إلى حد ما بينما تتمتع ذرة الصوديوم بقدرة كهربية ضعيفة نسبيًا. لذلك سيتم سحب الإلكترونات “باتجاه أيون الكلور” و “بعيدًا عن الصوديوم”.
3 استخدم جدول الكهربية كمرجع. يتم ترتيب العناصر في جدول الكهربية بنفس ترتيب الجدول الدوري، باستثناء أن كل ذرة لها قيمة كهرسلبية ملحقة بها. يمكن العثور على هذا الجدول في العديد من المراجع والمقالات العلمية وكذلك عبر الإنترنت.
لتصفح جدول ممتاز للكهرباء. لاحظ أن هذا الجدول يستخدم مقياس بولنج للكهرباء، وهو المقياس الأكثر شيوعًا. ولكن هناك طرق أخرى لقياس الكهربية، X Research Source سيتم شرح إحدى هذه الطرق أدناه.
4 تذكر اتجاه الكهربية موجب وناقص لعمل بعض التقديرات السهلة. إذا كان لديك جدول كهرسلبية أمامك، فلا يزال بإمكانك تقدير قوة الكهربية لذرة واحدة مقارنة بالسلبية الكهربية لذرة عنصر آخر، بناءً على موضع تلك الذرات في جدول دوري منتظم، لكنك لن تفعل ذلك. تكون قادرة على حساب قيمة عددية للسلبية الكهربية. هذه الطريقة تمكنك فقط من إيجاد الفرق السلبي بين ذرات عنصرين مختلفين. كقاعدة عامة
- تصبح قيمة الكهربية “أعلى” كلما تحركت “إلى اليمين” في الجدول الدوري.
- تصبح قيمة الكهربية “أعلى” كلما تحركت “لأعلى” في الجدول الدوري.
- لذلك، تحتوي ذرات العناصر الموجودة على يمين الجزء العلوي من الجدول الدوري على أعلى كهرسلبية، بينما تحتوي الذرات الموجودة على يسار أسفل الجدول على القيم الأدنى.
- على سبيل المثال، في جزيء كلوريد الصوديوم أعلاه، يمكنك القول أن الكلور لديه كهرسلبية أعلى من الصوديوم لأنه يحتل موقعًا في أعلى يمين الجدول. من ناحية أخرى، ترى الصوديوم بعيدًا عن اليسار، مما يجعله أحد العناصر الأقل كهرسلبية.
إيجاد نوع الروابط باستخدام الكهربية
1 احسب الفرق في الكهربية بين الذرتين. عندما تترابط ذرتان معًا، يمكن أن يخبرك الفرق بين قيم سلبيتهما الكهربية بنوع الرابطة الكيميائية بينهما. اطرح قيمة الكهربية الأصغر من القيمة الأكبر لإيجاد الفرق.
- على سبيل المثال، إذا كنا ننظر إلى جزيء HF، فسنطرح الكهربية الكهربية للهيدروجين (2.1) من الفلور (4.0). 4.0 – 2.1 = 1.9
2 يصبح نوع الرابطة التساهمية غير قطبية إذا كان الفرق أقل من 0.5. يتم مشاركة الإلكترونات في هذا النوع بالتساوي تقريبًا. لا تتشكل هذه الروابط داخل الجزيئات مع وجود فرق كبير في الشحنة بين ذراتها. يصعب كسر الروابط التساهمية غير القطبية. مصدر بحث X والسبب في ذلك هو أنه عندما تشترك الذرات في الإلكترونات بالتساوي، تصبح الرابطة بينها مستقرة وبالتالي تتطلب قدرًا كبيرًا من الطاقة ليتم تكسيرها. X موارد البحث
- على سبيل المثال، يحتوي جزيء الأكسجين O2 على هذا النوع من الروابط، حيث تتمتع ذرتا الأكسجين بنفس القدرة الكهربية، وبالتالي فإن الاختلاف في الكهربية في تلك الرابطة هو صفر.
3 تصبح الرابطة تساهمية قطبية إذا كان الفرق بين 0.5-1.6. تحتوي هذه الرابطة على عدد من الإلكترونات على جانب واحد من الرابطة أكثر من الجانب الآخر. هذا يجعل الجزيء هو أعلى سالب في الجانب الذي يحتوي على أكبر عدد من الإلكترونات والأكثر إيجابية في الجانب الذي يحتوي على أقل عدد من الإلكترونات. تسمح الشحنة الموجودة في هذه الرابطة للجزيء بالمشاركة في بعض التفاعلات الكيميائية الخاصة. بعض الأمثلة على هذه التفاعلات هي عندما ينضم الجزيء إلى ذرة أو جزيء آخر أو يسحب الجزيء تجاهه. هذا لأن الجزيء لا يزال نشطًا كيميائيًا بهذه الشحنة الجزئية. X موارد البحث
- جزيء الماء H2O هو مثال جيد على هذه الرابطة. تعتبر ذرة الأكسجين O أكثر كهرسلبية من ذرتي الهيدروجين الأخريين، لذلك تجذب ذرة الأكسجين الإلكترونات نحوها أكثر لتكوين شحنة موجبة جزئية تجاه ذرة الأكسجين O وشحنة موجبة جزئية تجاه ذرتي الهيدروجين H.
4 تتشكل الرابطة الأيونية إذا كان الفرق أكبر من 2. تكون الإلكترونات في اتجاه واحد تمامًا من الرابطة. تكتسب الذرة الأكثر كهرسلبية شحنة سالبة بينما تكتسب الذرة الأقل كهرسلبية شحنة موجبة. تسمح هذه الأنواع من الروابط لذراتها بالتفاعل مع الذرات الأخرى وجذبها بواسطة الجزيئات القطبية.
- NaCl (كلوريد الصوديوم أو ملح الطعام) هو مثال على الرابطة الأيونية. يتمتع الكلور بقدرة كهربية عالية لدرجة أنه يسحب إلكترون الرابطة تجاه نفسه، تاركًا الصوديوم بشحنة موجبة.
- يمكن كسر هذه الرابطة الأيونية بواسطة جزيء قطبي مثل H2O (جزيء الماء). إذا نظرنا إلى جزيء الماء، فسنجد أن الهيدروجين يمثل الجانب الإيجابي للجزيء، بينما الجانب الأكسجين مشحون سالبًا. عندما تذوب الملح في الماء، تقوم جزيئات الماء بتفتيت جزيئات الملح. X موارد البحث
5 أوجد جزيء فلز في المركب إذا كان الفرق بين 1.6-2.0. إذا “وجدت” معدنًا في الرابطة، تصبح الرابطة “أيونية”. إذا احتوت الرابطة على مركبات غير معدنية فقط، فإن نوع الرابطة سيكون “التساهمية القطبية”.
- تشمل المعادن معظم الذرات الموجودة على يسار ووسط الجدول الدوري. وصف ذرات العناصر المعدنية. X موارد البحث
- مثالنا HF يقع في هذا النطاق. نظرًا لأن كلا من H و F ليسا معادن، فإن هذا المركب يحتوي على رابطة تساهمية قطبية.
حساب الكهربية بواسطة نظام موليكن
1 أوجد طاقة التأين الأولى للذرة. يختلف نظام Molliken لحساب الكهربية اختلافًا طفيفًا عن جدول Pauling المستخدم أعلاه. لحساب كهرسلبية موليسون للذرة، أوجد طاقة التأين الأولية لتلك الذرة. تُعرَّف طاقة التأين الأولى بأنها كمية الطاقة المطلوبة لذرة لتفقد إلكترونًا واحدًا.
- لمعرفة طاقة التأين للذرة، ستحتاج إلى البحث عنها في كتب الكيمياء. يحتوي على جدول جيد قد ترغب في استخدامه (قم بالتمرير لأسفل للعثور عليه). X موارد البحث
- لنفترض أننا نحاول إيجاد الكهربية لليثيوم (Li). في الجدول الموجود على موقع الويب أعلاه، سنرى أن طاقة التأين الأولية لها هي 520 كيلو جول / مول.
2 أوجد الكهربية للذرة. تقارب الإلكترون للذرة هو مقياس لمقدار الطاقة المكتسبة عند إضافة إلكترون إلى ذرة لتكوين أيون سالب. نذكرك مرة أخرى أنه يجب البحث في كتب ومراجع الكيمياء للعثور على مثل هذه القيم. يحتوي على موارد قد ترغب في تصفحها. X مصدر البحث
- تقارب الإلكترون لذرة الليثيوم هو 60 كيلو جول مول -1.
3 حل معادلة Moleken للكهرباء. عندما تستخدم الوحدات كيلو جول / مول (كيلوجول / مول) للتعبير عن الطاقة، فإن صيغة قانون موليكن هي ENMulliken = (1.97 × 10−3) (Ei + Eea) + 0.19. أدخل القيم المتاحة في المعادلة لإيجاد ENMulliken
- إذا نظرنا إلى مثالنا السابق، سيكون الحل ENMulliken = (1.97 × 10−3) (Ei + Eea) + 0.19 ENMulliken = (1.97 × 10−3) (520 + 60) + 0.19 ENMulliken = 1.143 + 0.19 = 1.333
أفكار مفيدة
- هناك العديد من المقاييس الأخرى لحساب الكهربية بالإضافة إلى Pauling و Moliken. تشمل المقاييس الأخرى مقياس Allred-Rochow ومقياس Sanderson ومقياس Allen. يتضمن كل مقياس معادلاته الخاصة لحساب الكهربية (بعضها يمكن أن يكون معقدًا).
- الكهربية “ليس لها وحدات”.