المحتوى

• خطوات
• طريقة 1 من 3: الأساسيات
• طريقة 2 من 3: تحديد نوع الرابطة بواسطة الكهربية
• طريقة 3 من 3: حساب كهرسلبية مولكين
• نصائح

في الكيمياء ، الكهربية هي قدرة الذرات على جذب الإلكترونات من ذرات أخرى إليها. الذرة ذات القدرة الكهربية العالية تجذب الإلكترونات بقوة ، والذرة ذات القدرة الكهربية المنخفضة تجذب الإلكترونات بشكل ضعيف. تُستخدم قيم الكهربية للتنبؤ بسلوك الذرات المختلفة في المركبات الكيميائية.

خطوات

طريقة 1 من 3: الأساسيات

1. 1 روابط كيميائية. تنشأ هذه الروابط عندما تتفاعل الإلكترونات في الذرات مع بعضها البعض ، أي أن إلكترونين (واحد من كل ذرة) يصبحان شائعين.
   • وصف أسباب تفاعل الإلكترونات في الذرات هو خارج نطاق هذا المقال.لمزيد من المعلومات حول هذا الموضوع ، اقرأ ، على سبيل المثال ، هذه المقالة.
2. 2 تأثير الكهربية. عندما تجذب ذرتان إلكترونات بعضهما البعض ، فإن قوة الجذب ليست هي نفسها. تجذب الذرة ذات القدرة الكهربية الأعلى إلكترونين بقوة أكبر. تجذب الذرة ذات القدرة الكهربية العالية جدًا الإلكترونات بهذه القوة بحيث لم نعد نتحدث عن الإلكترونات المشتركة.
   • على سبيل المثال ، في جزيء كلوريد الصوديوم (كلوريد الصوديوم ، الملح الشائع) ، تتمتع ذرة الكلور بقدرة كهربية عالية نسبيًا ، وذرة الصوديوم منخفضة نوعًا ما. إذن الإلكترونات تنجذب إلى ذرة الكلور و صد ذرات الصوديوم.
3. 3 جدول الكهربية. يتضمن هذا الجدول عناصر كيميائية مرتبة بنفس الطريقة كما في الجدول الدوري ، ولكن لكل عنصر يتم إعطاء كهرسلبية ذراته. يمكن العثور على مثل هذا الجدول في كتب الكيمياء والمواد المرجعية وعلى الويب.
   • ستجد هنا جدولاً ممتازًا للكهرباء. لاحظ أنه يستخدم مقياس Pauling الكهربية ، وهو الأكثر شيوعًا. ومع ذلك ، هناك طرق أخرى لحساب الكهربية ، سيتم مناقشة إحداها أدناه.
4. 4 اتجاهات الكهربية. إذا لم يكن لديك جدول كهرسلبية في متناول اليد ، فيمكنك تقدير الكهربية للذرة من خلال موقع عنصر في الجدول الدوري.
   • كيف إلى اليمين يقع العنصر ، و أكثر الكهربية لذراتها.
   • كيف أعلى يقع العنصر ، و أكثر الكهربية لذراتها.
   • وهكذا ، فإن ذرات العناصر الموجودة في الزاوية اليمنى العليا من الجدول الدوري لها أعلى كهرسلبية ، وذرات العناصر الموجودة في الزاوية اليسرى السفلية لها أدنى مستوى.
   • في مثالنا عن كلوريد الصوديوم ، يمكننا أن نقول أن الكلور لديه قدرة كهرسلبية أعلى من الصوديوم ، لأن الكلور يقع على يمين الصوديوم.

طريقة 2 من 3: تحديد نوع الرابطة بواسطة الكهربية

1. 1 احسب الفرق بين كهرسلبية ذرتين لفهم خصائص الرابطة بينهما. للقيام بذلك ، اطرح الكهربية الأصغر من الأكبر.
   • على سبيل المثال ، ضع في اعتبارك جزيء HF. اطرح كهرسلبية الهيدروجين (2.1) من الكهربية الكهربية للفلور (4.0): 4.0 - 2.1 = 1,9.
2. 2 إذا كان الفرق أقل من 0.5 ، فإن الرابطة تكون تساهمية غير قطبية ، حيث تنجذب الإلكترونات بنفس القوة تقريبًا. تتشكل هذه الروابط بين ذرتين متطابقتين. عادة ما يكون من الصعب للغاية قطع الوصلات غير القطبية. وذلك لأن الذرات تشترك في الإلكترونات ، مما يجعل روابطها مستقرة. يتطلب تدميرها الكثير من الطاقة.
   • على سبيل المثال ، الجزيء O₂ لديه هذا النوع من الاتصال. نظرًا لأن ذرتين من الأكسجين لهما نفس الكهربية ، فإن الفرق بينهما هو 0.
3. 3 إذا كان الاختلاف في النطاق 0.5 - 1.6 ، فإن الرابطة تكون قطبية تساهمية. في هذه الحالة ، تجذب إحدى الذرتين الإلكترونات بقوة أكبر ، وبالتالي تكتسب شحنة سالبة جزئية ، والأخرى شحنة موجبة جزئية. يسمح عدم توازن الشحنة هذا للجزيء بالمشاركة في تفاعلات معينة.
   • على سبيل المثال ، الجزيء H.₂O (الماء) لديه هذا النوع من الروابط. تعتبر ذرة O أكثر كهرسلبية من ذرتين H ، لذا فإن الأكسجين يجذب الإلكترونات بقوة أكبر ويكتسب شحنة سالبة جزئية ، والهيدروجين - شحنة موجبة جزئية.
4. 4 إذا كان الفرق أكبر من 2.0 ، فإن الرابطة تكون أيونية. هذه هي الرابطة التي يمر فيها زوج الإلكترون المشترك في الغالب إلى ذرة ذات كهرسلبية أعلى ، والتي تكتسب شحنة سالبة ، وتكتسب الذرة ذات السالبية الكهربية المنخفضة شحنة موجبة. تتفاعل الجزيئات التي تحتوي على مثل هذه الروابط جيدًا مع الذرات الأخرى ويمكن حتى تدميرها بواسطة الذرات القطبية.
   • على سبيل المثال ، يحتوي جزيء كلوريد الصوديوم (كلوريد الصوديوم) على هذا النوع من الروابط.ذرة الكلور كهرسلبية لدرجة أنها تجذب كلا الإلكترونين إلى نفسها وتكتسب شحنة سالبة ، وتكتسب ذرة الصوديوم شحنة موجبة.
   • يمكن تدمير كلوريد الصوديوم بواسطة جزيء قطبي مثل H2O (الماء). في جزيء الماء ، يكون جانب الهيدروجين موجبًا وجانب الأكسجين سالبًا. إذا قمت بخلط الملح مع الماء ، فإن جزيئات الماء تكسر جزيئات الملح ، مما يؤدي إلى ذوبانه.
5. 5 إذا كان الفرق بين 1.6 و 2.0 ، فابحث عن المعدن. إذا كانت ذرة فلز موجودة في جزيء ، فإن الرابطة تكون أيونية. إذا لم تكن هناك ذرات معدنية في الجزيء ، فإن الرابطة تكون تساهمية قطبية.
   • توجد المعادن على اليسار وفي وسط الجدول الدوري. في هذا الجدول ، يتم تمييز المعادن.
   • في مثالنا HF ، يقع الفرق بين الكهربية ضمن هذا النطاق. بما أن H و F ليسا معادن ، فإن الرابطة التساهمية القطبية.

طريقة 3 من 3: حساب كهرسلبية مولكين

1. 1 أوجد طاقة التأين الأولى للذرة. يختلف مقياس Mulliken الكهربية قليلاً عن مقياس Pauling المذكور أعلاه. طاقة التأين الأولى مطلوبة لإزالة ذرة واحدة من الإلكترون.
   • يمكن العثور على معنى هذه الطاقة في الكتب المرجعية للكيمياء أو على الشبكة ، على سبيل المثال ، هنا.
   • كمثال ، دعونا نجد الكهربية لليثيوم (Li). أول طاقة تأين لها هي 520 كيلو جول / مول.
2. 2 أوجد طاقة التقارب للإلكترون. هذه هي الطاقة المنبعثة في عملية ربط إلكترون بذرة. يمكن العثور على معنى هذه الطاقة في الكتب المرجعية للكيمياء أو على الشبكة ، على سبيل المثال ، هنا.
   • طاقة تقارب الإلكترون لليثيوم هي 60 كيلو جول / مول.
3. 3 استخدم معادلة موليكين الكهربية:RU_موليكن = (1.97 × 10) (إي_أنا+ إي_عصام) + 0,19.
   • في مثالنا:

     RU_موليكن = (1.97 × 10) (إي_أنا+ إي_عصام) + 0,19

     RU_موليكن = (1,97×10)(520 + 60) + 0,19

     RU_موليكن = 1,143 + 0,19 = 1,333

نصائح

• بالإضافة إلى مقياسي Pauling و Mulliken ، توجد مقاييس كهرسلبية وفقًا لـ Allred-Rochow و Sanderson و Allen. لديهم جميع الصيغ الخاصة بهم لحساب الكهربية (بعضها معقد للغاية).
• لا تحتوي الكهربية على وحدات قياس.