جداول الكهربية ، الاختلاف ، المنفعة والأمثلة

ال 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. بالنسبة لأولئك الذين يتنازلون عن الكثافة الإلكترونية بسهولة ، يقال أنهم موجب الشحنة الكهربائية, في حين أن تلك "تغطي" أنفسهم مع الإلكترونات سالب الشحنة الكهربائية. 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 الكهربية على ذرات 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 الذرات 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 ClO₂ ذرات الأكسجين (الكرات الحمراء) محاطة بسحابة حمراء ، بينما ذرة الكلور (المجال الأخضر) لسحاب مزرق.

يعتمد تعريف الكهربية الكهربية على المنهجية المعطاة لهذه الظاهرة ، الموجودة في العديد من المقاييس التي تعتبرها من بعض الجوانب. ومع ذلك ، فإن جميع المقاييس تشترك في أنها مدعومة بالطبيعة الجوهرية للذرات.

مؤشر

• 1 مقياس الكهربية
  • 1.1 مقياس بولينج
  • 1.2 مقياس Mulliken
  • 1.3 مقياس A.L. Allred و E.Rochow
• 2 كيف تتباين سلبية الكهربية في الجدول الدوري?
  • 2.1 الذرة في الجزيء
• 3 ما هذا؟?
• 4 أمثلة (الكلور ، الأكسجين ، الصوديوم ، الفلور)
• 5 المراجع

جداول الكهربية

ليست الكهربية كخاصية يمكن قياسها ولا يوجد لها قيم مطلقة. لماذا؟ لأن ميل الذرة لجذب الكثافة الإلكترونية نحوه ليس هو نفسه في جميع المركبات. بمعنى آخر: تختلف الكهربية تبعًا للجزيء.

نعم لجزيء ClO₂ سيتم تغيير ذرة الكلور بواسطة N ، ثم يتغير ميل O لجذب الإلكترونات أيضًا ؛ يمكن أن تزيد (جعل سحابة احمرار) أو تنقص (تفقد اللون). يكمن الاختلاف في رابطة N-O الجديدة ، وبالتالي يكون جزيء O-N-O (ثاني أكسيد النيتروجين ، NO₂).

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 تم 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 بالطبيعة الأيونية للرابطة A-B..

كيف هذا؟ من الناحية النظرية ، تعتبر الروابط التساهمية هي الأكثر ثباتًا ، لأن توزيع إلكتروناتهم بين ذرتين يكون عادلاً ؛ أي بالنسبة للجزيئات A-A و B-B ، 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 تعد A-B تساهمية تمامًا ، على الرغم من أن الاختلافات في الكهربية الإلكترونية لا تختلف كثيرًا ، فيمكن القول أن رباطها له طبيعة تساهمية عالية. عندما يحدث هذا ، فإن الرابطة تعاني من عدم استقرار صغير وتكتسب طاقة إضافية كنتيجة لاختلاف القدرة الكهربية بين A و B.

كلما كان هذا الاختلاف أكبر ، زادت قوة الرابط A-B ، وبالتالي كلما زادت الطابع الأيوني للرابط.

يمثل هذا المقياس الأكثر استخدامًا في الكيمياء ، وقد نشأت قيم السلبيات الكهربائية من تعيين قيمة 4 لذرة الفلور. من هناك يمكنهم حساب العناصر الأخرى.

مقياس Mulliken

في حين أن مقياس بولينج يتعلق 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)

هذا هو ، χ_M يساوي 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

كلاهما X_M كما X_P إنها قيم بدون أبعاد. وهذا هو ، فإنها تفتقر إلى وحدات.

مقياس A.L. Allred و E.Rochow

هناك مقاييس أخرى من الكهربية مثل Sanderson و Allen. 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 ارتباطًا مباشرًا بالقوة الجذابة للبطاقة 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 نحو قطري اليمين العلوي (دون حساب الهليوم) حتى يجتمع الفلور.

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 الأكثر قتامة (أو الإلكتروسيتوبية) 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 و AE و Zef (الشحنة النووية الفعالة) وفي نصف القطر الذري.

الذرة في الجزيء

الذرات الفردية لها شحنة نووية حقيقية Z والإلكترونات الخارجية تعاني شحنة نووية فعالة بسبب تأثير الدرع.

بينما يتحرك خلال فترة ، يزيد Zef بطريقة تتقلص الذرة ؛ وهذا هو ، يتم تقليل دائرة 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. أيضًا ، من المفيد التمييز في بنية تكون فيها المناطق أكثر ثراءً في الإلكترونات.

من هنا ، يمكن التنبؤ بالآلية أو رد الفعل 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 القيم العددية ، لوحظ فرق بين سلبيات 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. وأخيراً ، 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.

مراجع

1. رعشة واتكينز. (2008). كيمياء غير عضوية (الطبعة الرابعة. ، الصفحتان 30 و 44). مولودية جراو هيل.
2. جيم كلارك (2000). كهربية. مأخوذة من: chemguide.co.uk
3. آن ماري هيلمنستين ، دكتوراه (11 ديسمبر 2017). تعريف النبضية الكهربائية وأمثلة. مأخوذة من: thinkco.com
4. مارك إي تاكرمان. (05 نوفمبر 2011). مقياس الكهربية. مأخوذة من: nyu.edu
5. ويكيبيديا. (2018). كهربية. مأخوذة من: en.wikipedia.org