ال كهرسلبية إنه ميل الذرة لجذب الإلكترونات نحو نفسها عندما ترتبط بعنصر كيميائي آخر. من خلال الرابطة التساهمية ، أي التي يتم فيها مشاركة الإلكترونات ، مع الأخذ في الاعتبار أن هذا الجزيء موجود معزول.
دعنا نفكر في مثالين لفهم المفهوم المقدم بشكل أفضل:
المثال الأول: جزيء غاز الهيدروجين: H2 → H - H.
عندما تتحد ذرتان من الهيدروجين ، تحدث قوى التجاذب بين نواة كل منهما في نفس الوقت. إحدى هذه الذرات بواسطة إلكترون الذرة الأخرى وقوى التنافر بين الإلكترونات ونواة الاثنين ذرات. عندما تصل هذه القوى إلى التوازن ، يكون الإلكترونان في منطقة من الكرات الكهربائية في مكان ما بين الاثنين. ذرات الجزيء ، حيث يتفاعل كلاهما مع الإلكترونين ، ويصبحان مستقرين ، أي أن الذرتين تشتركان في زوج من الإلكترونات.
هذه رابطة تساهمية تشكل جزيء. ولكن نظرًا لأن ذرتي هذا الجزيء متماثلتان تمامًا ، فإن الطريقة التي تجذب بها الإلكترونات إلى بعضها البعض هي نفسها أيضًا. لذلك نقول ذلك لا يوجد فرق في الكهربية أو تلك هي إنه أبولار.
المثال الثاني: جزيء كلوريد الهيدروجين: HCℓ
في هذه الحالة ، تتم مشاركة زوج الإلكترون بين عناصر مختلفة ، لأنه ، في هذا الصدد ،
تجذب ذرة الكلور الإلكترونات بكثافة أكبر من الهيدروجين. لذلك نقول إن الكلور كهرسلبي أكثر من الهيدروجين.كما هو مبين في الشكل أدناه ، بسبب الاختلاف في الكهربية ، أ ثنائي القطب الكهربائي (μ) ، وهما نوعان من أحادي القطب الكهربائي ، حيث تميل الإلكترونات إلى الانجذاب أكثر إلى الكلور. لذا فإن الرابطة H ─ Cℓ سيكون لها شحنة سالبة جزئية على الكلور (δ-) وشحنة موجبة جزئية على الهيدروجين (δ+). إذن هذا جزيء مع فرق الكهربية وهو قطبي:
يوضح لنا هذا أن الكهربية هي نسبية وليست كمية مطلقة ، حيث يتم تحديدها من خلال مراعاة مقارنات القوى التي تمارسها الذرات في رابطة تساهمية.
هناك عدة طرق لحساب الكهربية ، ولكن الأكثر شيوعًا هو مقياس الكهربية الذي اقترحه Pauling. لنفترض أن لدينا جزيءًا عامًا أ ─ ب. اقترح بولينج أن طاقة الربط لهذا الجزيء ، التي يرمز لها بـ D ، ستعطى من خلال مجموع المتوسط الحسابي لطاقات الربط. (D) من جزيئات الغاز لهاتين الذرتين ، أي A-A و B-B ، مع مربع الاختلاف في كهرسلبية كل ذرة من ذلك الجزيء (xال و xب):
د(أ-ب) = [د(أ-أ) + د(ب- ب)] + ك (xال - سب)2
ثابت k في الصيغة أعلاه يساوي 96.5 كيلو جول. مول-1. عيّن بولينج قيمة عشوائية للكهرسلبية للهيدروجين ، والتي كانت 2.1 ، و ، بهذه الطريقة ، كان من الممكن اكتشاف قيمة الكهربية للعناصر الأخرى فيما يتعلق بـ هو.
بناءً على هذه الطريقة ، تم إعطاء قيم Pauling الكهربية لعناصر الجدول الدوري ، باستثناء الغازات النبيلة.
لاحظ أن هذه القيم هي خاصية دورية لأنها تختلف بشكل دوري بناءً على الأرقام الذرية للعناصر. انظر ، على سبيل المثال ، أن العناصر الأكثر كهربيًا هي تلك الموجودة في الزاوية اليمنى العليا من الجدول ، أي الفلور (4.0) والأكسجين (3.5) ، وأقلها كهرسلبية هي تلك الموجودة في الزاوية اليسرى السفلية ، وهي الفرانسيوم (0.8) والسيزيوم (0,8).
بناءً على ذلك ، تم إنشاء صف من الكهربية لأكثر العناصر الكهربية التي تميل إلى العمل أكثر:
F> O> N> Cℓ> Br> I> S> C> P> H
انظر إلى قيم الكهربية:
4,0 > 3,5 > 3,0 > 3,0 > 2,8 > 2,5 > 2,5 > 2,5 < 2,1
هناك نوع من "الحيلة" لتزيين هذا الصف من الكهربية ، والتي تُعطى في الجملة أدناه ، حيث يتوافق الحرف الأول لكل كلمة مع رمز العناصر المعنية:
“Fأهلا الا أملك نا Clube رأنا أخذت أناسأوتش جالموت صل حمستشفى"
لذلك يمكننا قول ذلك الكهربية هي خاصية دورية تزيد من اليسار إلى اليمين ومن أسفل إلى أعلى في الجدول الدوري.
هذا بسبب حجم نصف القطر الذري. كلما كان نصف قطر الذرة أكبر ، كلما ابتعدت الإلكترونات المشتركة عن نواتها ، وبالتالي ، ضعف التجاذب بينها. والعكس صحيح أيضًا ، فكلما كان نصف القطر الذري أصغر ، كلما اقتربت الإلكترونات من النواة وزاد التجاذب بينهما. وهكذا يمكننا أن نستنتج ما يلي:
تزداد الكهربية مع تناقص نصف القطر الذري.
بقلم جينيفر فوغاسا
تخرج في الكيمياء
مصدر: مدرسة البرازيل - https://brasilescola.uol.com.br/quimica/eletronegatividade.htm
