اكثر العناصر كهروسالبية ، ما هو أكثر عنصر كهرسلبي؟ الكهربية هي أحد مقاييس قدرة العنصر على تكوين روابط كيميائية عن طريق جذب الإلكترون. فيما يلي نظرة على العنصر الأكثر كهرسلبية وشرحًا لسبب امتلاكه مثل هذه القدرة الكهربية العالية، عروس يقدم لك كل ما تحتاج إليه من عناصر مهمة عن كهروسالبية.
لماذا الفلور هو العنصر الأكثر كهرسلبية
الفلور هو الأكثر كهربية عنصر. يحتوي الفلور على كهرسلبية تبلغ 3.98 على مقياس بولينج الكهربية وتكافؤ 1 . تحتاج ذرة الفلور إلى إلكترون واحد لملء غلافها الإلكتروني الخارجي وتحقيق الاستقرار ، وهذا هو سبب وجود الفلور الحر مثل F - ion. العناصر الأخرى عالية الكهربية هي الأكسجين والكلور. لا يحتوي عنصر الهيدروجين على نفس القدر من السالبية الكهربية لأنه على الرغم من أن غلافه نصف ممتلئ ، فإنه يفقد بسهولة إلكترونًا بدلاً من اكتسابه. في ظل ظروف معينة ، يقوم الهيدروجين بتكوين H - ion بدلاً من H + .
بشكل عام ، تحتوي جميع عناصر مجموعة عناصر الهالوجين على قيم كهرسلبية عالية. تحتوي اللافلزات الموجودة على يسار الهالوجينات في الجدول الدوري أيضًا على كهرومغناطيسية عالية إلى حد ما. العناصر التي تنتمي إلى مجموعة الغازات النبيلة لها قيم كهربية منخفضة للغاية لأنها تحتوي على غلاف إلكترون تكافؤ كامل.
المزيد عن الكهربية
- أكثر العناصر إيجابية : عكس الكهربية الإيجابية. تعرف على العنصر الأكثر حساسية للكهرباء أو العنصر الذي يحتوي على أقل قدر من القدرة الكهربية.
- الجدول الدوري للكهرباء السلبية : يسرد هذا الجدول المفيد جميع قيم الكهربية للعناصر. يمكن استخدام القيم للتنبؤ بما إذا كانت ذرتان ستشكلان روابط أيونية أو تساهمية.
- اتجاهات الجدول الدوري : الكهربية هي أحد الاتجاهات التي تظهر في تنظيم العناصر في الجدول الدوري.
ماذا لو ارتبطت ذرتان متساويتان مع كهرسلبية؟
ضع في اعتبارك وجود رابطة بين ذرتين ، A و B. إذا كانت الذرات متساوية كهربيًا ، فإن كلاهما لهما نفس الميل لجذب زوج الترابط من الإلكترونات ، وبالتالي سيتم العثور عليه في منتصف المسافة بين الذرتين:
للحصول على رابطة مثل هذه ، يجب أن يكون A و B من نفس الذرة. ستجد هذا النوع من الروابط ، على سبيل المثال ، جزيئات H 2 أو Cl 2 . ملاحظة: من المهم أن تدرك أن هذه صورة متوسطة. إن الإلكترونات في الواقع في مدار جزيئي ، وتتحرك طوال الوقت داخل هذا المدار. يمكن اعتبار هذا النوع من الرابطة على أنه رابطة تساهمية "نقية" - حيث يتم تقاسم الإلكترونات بالتساوي بين الذرتين.
ماذا لو كانت B أكثر كهرسلبية بقليل من A؟
سوف يجذب B زوج الإلكترون بدلاً من A.
هذا يعني أن الطرف B من الرابطة لديه أكثر من نصيبه العادل من كثافة الإلكترون وبالتالي يصبح سالبًا قليلاً. في الوقت نفسه ، تصبح النهاية A (وهي أقل من الإلكترونات) موجبة قليلاً. في الرسم التخطيطي ، "\ (\ delta \)" (يُقرأ كـ "دلتا") تعني "قليلاً" - لذا فإن \ (\ delta + \) تعني "إيجابي قليلاً". δ "(يُقرأ على أنها" دلتا ") تعني" قليلاً "- لذا δ+ تعني "إيجابي قليلاً".
الرابطة القطبية هي رابطة تساهمية يوجد فيها فصل شحنة بين طرف وآخر - بمعنى آخر يكون فيه أحد الطرفين موجبًا قليلاً والآخر سالبًا قليلاً. تشمل الأمثلة معظم الروابط التساهمية. تعتبر رابطة الهيدروجين والكلور في حمض الهيدروكلوريك أو روابط الهيدروجين والأكسجين في الماء نموذجية.
إذا كانت B أكثر كهرسلبية من A ، فسيتم سحب زوج الإلكترون مباشرةً إلى نهاية الرابطة B. لجميع المقاصد والأغراض ، فقد A السيطرة على إلكترونها ، ولدى B سيطرة كاملة على كلا الإلكترونين. تم تشكيل الأيونات. تكون الرابطة إذن رابطة أيونية وليست رابطة تساهمية.
"طيف" من السندات
المعنى الضمني لكل هذا هو أنه لا يوجد فصل واضح بين الروابط التساهمية والأيونية. في الرابطة التساهمية النقية ، يتم الاحتفاظ بالإلكترونات في المتوسط في منتصف المسافة بالضبط بين الذرات. في الرابطة القطبية ، يتم سحب الإلكترونات قليلاً باتجاه أحد طرفيها. إلى أي مدى يجب أن يذهب هذا السحب قبل أن يتم احتساب الرابطة على أنها أيونية؟ لا توجد إجابة حقيقية على ذلك. يعتبر كلوريد الصوديوم عادة مادة صلبة أيونية ، ولكن حتى هنا ، لم يفقد الصوديوم السيطرة على إلكترونته تمامًا. ومع ذلك ، نظرًا لخصائص كلوريد الصوديوم ، فإننا نميل إلى حسابه كما لو كان أيونيًا بحتًا. يوديد الليثيوم ، من ناحية أخرى ، يوصف بأنه "أيوني مع بعض الخصائص التساهمية". في هذه الحالة ، لم ينتقل زوج الإلكترونات بالكامل إلى نهاية اليود للرابطة. يوديد الليثيوم ، على سبيل المثال ،يذوب في مذيبات عضوية مثل الإيثانول - وليس شيئًا تفعله المواد الأيونية عادةً.
أنماط الكهربية في الجدول الدوري
تظل مسافة الإلكترونات من النواة ثابتة نسبيًا في صف الجدول الدوري ، ولكن ليس في عمود الجدول الدوري. القوة بين شحنتين يحددها قانون كولوم.
F= كس1س2ص2(1)
في هذا التعبير ، تمثل Q شحنة ، و k ثابتًا و r هي المسافة بين الشحنات. عندما r = 2 ، ثم r 2 = 4. عندما r = 3 ، ثم r 2 = 9. عندما r = 4 ، ثم r 2 = 16. يتضح من هذه الأرقام أنه كلما زادت المسافة بين الشحنات ، القوة تتناقص بسرعة كبيرة. هذا يسمى التغيير التربيعي.
نتيجة هذا التغيير هي أن الكهربية تزداد من أسفل إلى أعلى في عمود في الجدول الدوري على الرغم من وجود المزيد من البروتونات في العناصر في أسفل العمود. العناصر الموجودة في الجزء العلوي من العمود لها كهرسلبية أكبر من العناصر الموجودة في أسفل عمود معين.
الاتجاه العام للسلبية الكهربية في الجدول الدوري قطري من الزاوية اليسرى السفلية إلى الزاوية اليمنى العليا. نظرًا لأن الكهربية لبعض العناصر المهمة لا يمكن تحديدها من خلال هذه الاتجاهات (فهي تقع في القطر الخطأ) ، يتعين علينا حفظ الترتيب التالي للسلبية الكهربية لبعض هذه العناصر المشتركة.
العنصر الأكثر كهرسلبية هو الفلور. إذا كنت تتذكر هذه الحقيقة ، فسيصبح كل شيء سهلاً ، لأن الكهربية يجب أن تزداد دائمًا نحو الفلور في الجدول الدوري.
ملاحظة: هذا التبسيط يتجاهل الغازات النبيلة. من الناحية التاريخية ، كان هذا بسبب الاعتقاد بأنهم لا يشكلون روابط - وإذا لم يشكلوا روابط ، فلا يمكن أن يكون لديهم قيمة كهرسلبية. حتى الآن بعد أن علمنا أن بعضها يشكل روابط ، لا تزال مصادر البيانات لا تقتبس قيم الكهربية بالنسبة لهم.
اتجاهات في الكهربية عبر فترة
تجذب البروتونات موجبة الشحنة في النواة الإلكترونات سالبة الشحنة. مع زيادة عدد البروتونات في النواة ، ستزداد الكهربية أو الجاذبية. لذلك تزداد الكهربية من اليسار إلى اليمين على التوالي في الجدول الدوري. ينطبق هذا التأثير فقط على صف في الجدول الدوري لأن التجاذب بين الشحنات ينخفض بسرعة مع المسافة. يوضح الرسم البياني الكهرومغناطيسية من الصوديوم إلى الكلور (تجاهل الأرجون لأنه لا يشكل روابط).
شرح الأنماط في الكهربية
يعتمد الجاذبية التي يشعر بها زوج من الإلكترونات المترابطة لنواة معينة على:
- عدد البروتونات في النواة.
- المسافة من النواة.
- كمية الفرز بواسطة الإلكترونات الداخلية.
لماذا تزيد الكهربية خلال فترة؟
ضع في اعتبارك الصوديوم في بداية الفترة 3 والكلور في النهاية (تجاهل الغاز النبيل ، الأرجون). فكر في كلوريد الصوديوم كما لو كان مرتبطًا تساهميًا.
يحتوي كل من الصوديوم والكلور على إلكترونات مرتبطة بهما في المستوى الثالث. يتم 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. تزداد الكهرومغناطيسية عبر فترة ما لأن عدد الشحنات على النواة يزداد. هذا يجذب زوج الإلكترونات المترابط بقوة أكبر.
لماذا تنخفض الكهربية عندما تنزل في مجموعة؟
عندما تنزل إلى أسفل مجموعة ، تنخفض القدرة الكهربية لأن زوج الإلكترونات المترابط يكون بعيدًا بشكل متزايد عن جاذبية النواة. ضع في اعتبارك جزيئات فلوريد الهيدروجين وكلوريد الهيدروجين:
يتم حماية زوج الترابط من نواة الفلور فقط بواسطة إلكترونات 1s 2 . في حالة الكلور يتم حمايته بواسطة كل الإلكترونات 1s 2 2s 2 2p 6 . في كل حالة يوجد سحب صافي من مركز الفلور أو الكلور بمقدار +7. لكن الفلور لديه زوج الترابط في المستوى 2 بدلاً من المستوى 3 كما هو الحال في الكلور. إذا كانت أقرب إلى النواة ، يكون الجاذبية أكبر.
رد مع اقتباس