الكهربية: المقاييس ، الاختلاف ، المنفعة والأمثلة
تعتبر الكهربية هي خاصية دورية نسبية تتعلق بقدرة الذرة على جذب الكثافة الإلكترونية من بيئتها الجزيئية. إنه ميل الذرة لجذب الإلكترونات عندما يتم ربطها بجزيء. ينعكس هذا في سلوك العديد من المركبات وكيفية تفاعلها بين الجزيئات مع بعضها البعض.
ليست كل العناصر تجذب الإلكترونات من الذرات المجاورة على قدم المساواة. في حالة أولئك الذين ينتجون الكثافة الإلكترونية بسهولة ، يقال إنها حساسة للكهرباء ، في حين أن أولئك الذين "يغطون" أنفسهم بالإلكترونات هم كهربائيون . هناك العديد من الطرق لشرح ومراقبة هذه الخاصية (أو المفهوم).
على سبيل المثال ، في خرائط الإمكانات الإلكتروستاتيكية لجزيء (مثل ثاني أكسيد الكلور في الصورة أعلاه ، ClO 2 ) لوحظ تأثير مختلف الكهربية الإلكترونية لذرات الكلور والأكسجين.
يشير اللون الأحمر إلى المناطق الغنية بالإلكترون في الجزيء ، δ- ، واللون الأزرق للمناطق الفقيرة بالإلكترون ، δ +. وبالتالي ، بعد سلسلة من الحسابات الحسابية ، يمكن إنشاء هذا النوع من الخرائط ؛ يظهر الكثير منهم علاقة مباشرة بين موقع ذرات الكهربية و δ-.
يمكن أيضًا تصور ذلك على النحو التالي: داخل الجزيء ، من المرجح أن يحدث انتقال الإلكترونات بالقرب من مزيد من الذرات الإلكترونية. وهذا هو السبب في أن ذرات الأكسجين (الأجسام الحمراء) بالنسبة للـ CLO 2 محاطة بسحابة حمراء ، بينما ذرة الكلور (المجال الأخضر) في سحابة زرقاء.
يعتمد تعريف الكهربية الكهربية على المقاربة التي تعطى لهذه الظاهرة ، الموجودة في العديد من المقاييس التي تعتبرها من بعض الجوانب. ومع ذلك ، تشترك جميع المقاييس في أنها مدعومة بالطبيعة الجوهرية للذرات.
جداول الكهربية
ليست الكهربية كخاصية يمكن قياسها ولا يوجد لها قيم مطلقة. لماذا؟ لأن ميل الذرة لاجتذاب الكثافة الإلكترونية نحوه ليس هو نفسه في جميع المركبات. بمعنى آخر: تختلف الكهربية تبعًا للجزيء.
إذا استعيض عن ذرة ClO ، بالنسبة لجزيء ClO 2 ، بذرة N ، فإن ميل O لجذب الإلكترونات سيتغير أيضًا ؛ يمكن أن تزيد (جعل سحابة احمرار) أو تنقص (تفقد اللون). يكمن الاختلاف في الرابطة NO المشكلة الجديدة ، للحصول على جزيء ONO (ثاني أكسيد النيتروجين ، NO 2 ).
بما أن الكهربية للذرة ليست هي نفسها في جميع بيئاتها الجزيئية ، فمن الضروري تعريفها من حيث المتغيرات الأخرى. بهذه الطريقة ، لدينا قيم تعمل كمرجع والتي تسمح لنا بالتنبؤ ، على سبيل المثال ، نوع الرابطة التي يتم تشكيلها (الأيونية أو التساهمية).
مقياس بولينج
اقترح العالم العظيم والفائز بجائزتي نوبل ، لينوس بولينج ، في عام 1932 شكلاً كميًا (قابل للقياس) من المسالك الكهربائي المعروف باسم مقياس بولينج. في ذلك ، كان يرتبط ارتباطًا كهربائيًا بين عنصرين ، A و B ، اللذين يشكلان الروابط ، بالطاقة الإضافية المرتبطة بالطابع الأيوني للرابطة AB.
كيف هذا؟ من الناحية النظرية ، تعتبر الروابط التساهمية هي الأكثر ثباتًا ، لأن توزيع إلكتروناتهم بين ذرتين يكون عادلاً ؛ أي بالنسبة لجزيئات AA و BB ، تشترك الذرتان في زوج الإلكترون من الرابطة بالطريقة نفسها. ومع ذلك ، إذا كان A أكثر كهربيًا ، فسيكون هذا الزوج أكثر من A من B.
في هذه الحالة ، لم يعد AB تساهميًا تمامًا ، على الرغم من أن الاختلافات في الكهربية لا تختلف كثيرًا ، فيمكن القول أن ارتباطه له خاصية تساهمية عالية. عندما يحدث هذا ، فإن الرابطة تعاني من عدم استقرار صغير وتكتسب طاقة إضافية كمنتج لفرق الكهربية بين A و B.
كلما كان هذا الاختلاف أكبر ، كلما زادت قوة الارتباط AB ، وبالتالي زادت الأحرف الأيونية للرابط.
يمثل هذا المقياس الأكثر استخدامًا في الكيمياء ، وقد نشأت قيم السلبيات الكهربية من تعيين قيمة 4 لذرة الفلور. من هناك يمكنهم حساب العناصر الأخرى.
مقياس Mulliken
بينما يرتبط مقياس بولينج بالطاقة المرتبطة بالروابط ، يرتبط مقياس روبرت موليكين أكثر بخاصيتين دوريتين أخريين: طاقة التأين (EI) والتقارب الإلكتروني (AE).
وبالتالي ، فإن العنصر الذي يحتوي على قيم عالية من EI و AE له قدرة كهربية كبيرة ، وبالتالي ، فإنه سوف يجذب الإلكترونات من بيئته الجزيئية.
لماذا؟ لأن EI يعكس مدى صعوبة "سحب" الإلكترون الخارجي ، و AE إلى أي مدى يكون الأنيون مستقراً في طور الغاز. إذا كانت كلتا الخواص كبيرة الحجم ، فإن العنصر هو "عاشق" الإلكترونات.
يتم حساب النغمات الإلكترونية لموليكين بالصيغة التالية:
Χ M = ½ (EI + AE)
وهذا يعني أن χ M تساوي متوسط قيمة EI و AE.
ومع ذلك ، على عكس مقياس بولينج الذي يعتمد على أي ذرات تشكل روابط ، فإنه يرتبط بخصائص حالة التكافؤ (بتكويناتها الإلكترونية الأكثر ثباتًا).
يولِّد كلا المقياسين قيمًا متشابهة للالكهربائية للعناصر وترتبط تقريبًا بإعادة التحويل التالية:
Χ P = 1.35 (Χ M ) 1/2 - 1.37
كلا X M و X P قيمتان بلا أبعاد؛ وهذا هو ، فإنها تفتقر إلى وحدات.
مقياس AL Allred و E.Rochow
هناك مقاييس أخرى للالكهربائية ، مثل ساندرسون وألين. ومع ذلك ، فإن الذي يتبع الأولين هو مقياس Allred و Rochow (χ AR ). وتستند هذه المرة إلى الشحنة النووية الفعالة التي يختبرها الإلكترون على سطح الذرات. لذلك ، يرتبط مباشرة بقوة جذابة الأساسية وتأثير الشاشة.
كيف تختلف الكهربية في الجدول الدوري؟
بغض النظر عن المقاييس أو القيم التي لديك ، تزداد السلبية الإلكترونية من اليمين إلى اليسار لفترة ، ومن الأسفل إلى الأعلى في المجموعات. وبالتالي ، فإنه يزداد باتجاه الجانب الأيمن العلوي (دون احتساب الهليوم) حتى يلتقي بالفلورايد.
في الصورة أعلاه ، يمكنك رؤية ما قيل للتو. يتم التعبير عن السلبيات الكهرومغناطيسية بولينج في الجدول الدوري وفقا لألوان الخلايا. نظرًا لأن الفلور هو الأكثر إلكترونياً ، فإنه يتوافق مع اللون الأرجواني الأكثر وضوحًا ، بينما يتناسب مع الألوان الداكنة (أو الإلكتروليتيكية) ذات الألوان الأغمق.
يمكن أيضًا ملاحظة أن رؤوس المجموعات (H ، Be ، B ، C ، إلخ) لها ألوان أفتح ، وأن العناصر الأخرى تصبح أكثر قتامة أثناء تنقلك خلال المجموعة. لماذا هذا؟ الجواب هو مرة أخرى في خصائص EI ، AE ، Zef (الشحنة النووية الفعالة) وفي دائرة نصف قطرها الذري.
الذرة في الجزيء
الذرات الفردية لها شحنة نووية حقيقية Z والإلكترونات الخارجية تعاني شحنة نووية فعالة بسبب تأثير التدريع.
بينما يتحرك خلال فترة ، يزيد Zef بطريقة تتقلص الذرة ؛ وهذا يعني ، يتم تقليل نصف قطرها الذري على مدى فترة.
وهذا يجلب نتيجة لذلك ، في لحظة ربط الذرة بآخر ، تتدفق الإلكترونات نحو الذرة مع زيف أكبر. أيضًا ، يعطي هذا طابعًا أيونيًا للارتباط إذا كان هناك ميل ملحوظ للإلكترونات للتوجه نحو الذرة. عندما لا يكون هذا هو الحال ، فإننا نتحدث عن رابطة تساهمية في الغالب.
لهذا السبب ، تختلف الكهربية وفقًا لنصف القطر الذري ، Zef ، والذي يرتبط بدوره ارتباطًا وثيقًا بـ EI و AE. كل شيء سلسلة.
ما هذا؟
ما هي الكهربية؟ من حيث المبدأ لتحديد ما إذا كان المركب الثنائي التساهمي أو الأيوني. عندما يكون الاختلاف في الكهربية مرتفعًا جدًا (بمعدل 1.7 وحدة أو أكثر) ، يُقال إن المركب يكون أيوني. من المفيد أيضًا التمييز في بنية تكون فيها المناطق غنية بالإلكترونات.
من هنا ، يمكن التنبؤ بالآلية أو التفاعل الذي قد يتعرض له المركب. في المناطق الفقيرة من الإلكترونات ، δ + ، من الممكن أن تعمل الأنواع المشحونة سالبًا بطريقة معينة ؛ وفي المناطق الغنية بالإلكترونات ، يمكن لذراتها أن تتفاعل بطرق محددة للغاية مع الجزيئات الأخرى (تفاعلات ثنائي القطب ثنائي القطب).
أمثلة (الكلور ، الأكسجين ، الصوديوم ، الفلور)
ما هي قيم البلورة الإلكترونية لذرات الكلور والأكسجين والصوديوم والفلور؟ بعد الفلورايد ، من هو الأكثر إلكترونيا؟ باستخدام الجدول الدوري ، لوحظ أن الصوديوم له لون أرجواني داكن ، في حين أن ألوان الأكسجين والكلور متشابهة بصريًا للغاية.
قيمها من السلبيات الكهرومغناطيسية لمقاييس بولينغ وموليكين وآلريد روشو هي:
Na (0.93 ، 1.21 ، 1.01).
O (3.44 ، 3.22 ، 3.50).
Cl (3.16 ، 3.54 ، 2.83).
F (3.98 ، 4.43 ، 4.10).
لاحظ أنه مع وجود القيم العددية ، يوجد فرق بين سلبية الأكسجين والكلور.
وفقًا لمقياس Mulliken ، يعتبر الكلور أكثر كهربيًا من الأكسجين ، على عكس مقاييس Pauling و Allred-Rochow. الفرق في الكهربية بين كلا العنصرين هو أكثر وضوحا باستخدام مقياس Allred-Rochow. وأخيرا ، فإن الفلور بغض النظر عن المقياس المختار هو الأكثر إلكترونيا.
لذلك ، حيث توجد ذرة F في جزيء ، فهذا يعني أن الرابطة سيكون لها شخصية أيونية عالية.
