تم إلغاء تنشيط البوابة. يُرجَى الاتصال بمسؤول البوابة لديك.

فيديو الدرس: السالبية الكهربية الكيمياء

في هذا الفيديو، سوف نتعلم كيف نفسر الخاصية الكيميائية التي تعرف بالسالبية الكهربية.

١٨:٢٦

‏نسخة الفيديو النصية

في هذا الفيديو، سوف نتعلم كيف نفسر الخاصية الكيميائية التي تعرف بالسالبية الكهربية. عندما تتفاعل ذرات اللافلزات معًا وتكون روابط فيما بينها، تتكون عادة روابط تساهمية. ويشيع وجود هذه الروابط التساهمية في الجزيئات البسيطة حيث تبقي ذراتها معًا.

لكن ما الذي يسبب تجاذب الذرات بعضها إلى بعض؟ ببساطة شديدة، السبب في ذلك هو التجاذب الكهروستاتيكي بين زوج الإلكترونات المشترك والنواة الموجبة الشحنة لكل ذرة في الرابطة التساهمية. وكلما زادت قوة التجاذب الكهروستاتيكي، زادت قوة هذه الرابطة التساهمية. يتوقف التجاذب الكهروستاتيكي إلى حد كبير على حجم الشحنات الموجبة في كل نواة. وبما أن الشحنة الموجبة في كل نواة تنتج عن البروتونات الموجبة الشحنة، فإن حجم هذه الشحنة يتحدد بعدد البروتونات الموجودة في كل نواة. لكن الأمر ليس بهذه البساطة؛ لأن حجم كل ذرة مهم أيضًا. فإذا كانت الذرتان كبيرتين، فستكون المسافة بين نواتي هاتين الذرتين أكبر. وهذا يجعل التجاذب الكهروستاتيكي أضعف. ونحصل على رابطة تساهمية أضعف.

تذكر أن زوج الإلكترونات المشترك ما هو إلا زوج مشترك من إلكترونات، ولا تتغير الشحنة السالبة لهذين الإلكترونين. وإذا كانت الذرات المشاركة في الرابطة التساهمية متطابقة، فإن جذبهما لزوج الإلكترونات المشترك سيكون متطابقًا أيضًا. يمكننا تخيل حدوث هذه الحالة في جزيء الكلور. فالرابطة التساهمية الوحيدة المتكونة في جزيء الكلور تتضمن زوجًا مشتركًا من الإلكترونات. يأتي إلكترون واحد من كل ذرة كلور على الترتيب، والإلكترونان موضحان هنا بنقطة وعلامة ‪x‬‏. إذن في جزيء الكلور هذا، يمكننا أن نتخيل تشاركًا مثاليًّا لزوج الإلكترونات في هذه الرابطة التساهمية؛ إذ إن عدد البروتونات في كل نواة متطابق، وحجم كل من الذرتين متساو.

هذا التشارك المثالي لزوج الإلكترونات لا يحدث إلا إذا تكونت رابطة تساهمية بين ذرتين متطابقتين في جزيء ثنائي الذرة. فكر في عناصر ‪H O N Cl Br I F‬‏ لتتذكر أكثر العناصر شيوعًا الموجودة في صورة جزيئات ثنائية الذرة. فيجب أن نرى التشارك المثالي لزوج الإلكترونات في الروابط التساهمية في الهيدروجين والأكسجين والنيتروجين والكلور والبروم واليود والفلور.

يمكننا تشبيه التجاذب بين زوج الإلكترونات المشترك ونواة كل ذرة في الرابطة التساهمية بلعبة شد الحبل. في لعبة شد الحبل، يشد فريقان الطرفين المتقابلين لحبل قوي به عقدة في المنتصف. يفوز الفريق الذي يمتلك أكبر قوة شد أو قوة سحب من خلال سحب الحبل بحيث تتجاوز العقدة خطًّا على الأرض قبل الفريق الآخر. بالطبع لا تتضمن الروابط التساهمية حبالًا وفرقًا من الأشخاص. لكن تخيل أن نواة كل ذرة تشبه فريقًا من الأشخاص، والعقدة الموجودة في الحبل هي زوج الإلكترونات المشترك. من المنطقي أن نفترض أن النواة الأكبر التي تحتوي على المزيد من البروتونات سيكون سلوكها مشابهًا للفريق الأكبر أو الأقوى في لعبة شد الحبل. ستجذب النواة الأكبر زوج الإلكترونات المشترك في الرابطة التساهمية بقوة أكبر من النواة الأصغر ذات البروتونات الأقل.

عندما ترتبط ذرتان مختلفتان برابطة تساهمية، فقد نرى تشاركًا غير متساو أو غير مثالي لزوج الإلكترونات في هذه الرابطة. ويمكن أن يحدث ذلك إذا ارتبطت ذرة هيدروجين تساهميًّا مع ذرة كلور. فنواة الكلور أكبر بكثير من الهيدروجين. يحتوي الكلور على 17 بروتونًا أو شحنة موجبة في نواته، مقابل بروتون واحد في الهيدروجين. يشار عادة إلى إجمالي مقدار الشحنة الموجبة الموجودة في النواة بالشحنة النووية. بما أن ذرة الكلور بها شحنة نووية أكبر من ذرة الهيدروجين، فإن تشارك الإلكترونات في الرابطة التساهمية يكون غير متساو. فينجذب زوج الإلكترونات على نحو أقوى إلى ذرة الكلور. ومفهوم كيفية تشارك الإلكترونات في الروابط التساهمية يسمى بالسالبية الكهربية.

تعرف السالبية الكهربية الآن بأنها قدرة الذرة على جذب زوج الإلكترونات المشترك في الرابطة التساهمية. طور هذا المفهوم باستخدام مقياس من إعداد العالم الأمريكي لينوس باولنج في عام 1932. وصف لينوس باولنج السالبية الكهربية بقدرة أي ذرة في الجزيء على جذب الإلكترونات إليها. وقدم لنا لينوس باولنج مقياسًا للسالبية الكهربية. وحسب القيم النسبية لكل عنصر، وتضمنت العملية الحسابية طاقات تفكك الروابط. تعطينا طاقات تفكك الروابط فكرة عن مقدار الطاقة اللازم لكسر رابطة تساهمية معينة. مقياس باولنج للسالبية الكهربية ليست له وحدات، وتتراوح الأعداد من 0.79 لعنصري السيزيوم والفرانسيوم إلى 4.0 للفلور.

توجد أنماط محددة لتدرج قيم السالبية الكهربية عبر الجدول الدوري. فتظهر السالبية الكهربية تدرجًا دوريًّا. بينما نتحرك عبر أي دورة من اليسار إلى اليمين في الجدول الدوري، تزداد قيم السالبية الكهربية بوجه عام. وإذا استبعدنا العناصر الانتقالية التي لا يكون لها عادة تدرج واضح، فسنجد أن قيم السالبية الكهربية تزداد عبر أي دورة. عبر الدورة الثانية، نرى أن القيم تتراوح من 1.0 لعنصر الليثيوم إلى 4.0 للفلور، وهو في الواقع أعلى العناصر من حيث قيمة السالبية الكهربية. ونجد نمطًا مشابهًا في عناصر الدورة الثالثة من الصوديوم إلى الكلور. تتراوح القيم هنا بين 0.9 للصوديوم و3.2 للكلور.

في أي دورة في الجدول الدوري، يكون الهالوجين المناظر في المجموعة 17 أو سبعة هو العنصر الأكثر سالبية كهربية. وهذا لأن عدد البروتونات في النواة، أو الشحنة النووية، يزداد كلما تحركنا عبر أي دورة. لا تشغل الإلكترونات أي أغلفة جديدة، لذلك لا يحدث أي حجب إضافي لإلكترونات التكافؤ. يحدث الحجب عندما تقلل الأغلفة الداخلية المشغولة من تأثير الشحنة النووية على إلكترونات غلاف التكافؤ. الشحنة النووية الأكبر تجذب أزواج الإلكترونات المترابطة على نحو أقوى. والشحنة النووية المتزايدة عبر كل دورة تقلل من حجم الذرات، ومن ثم تقل أنصاف أقطارها. ويزيد هذا من قوة جذب إلكترونات غلاف التكافؤ حيث تصبح أقرب إلى النواة.

تفسر كل هذه العوامل سبب زيادة قيم السالبية الكهربية بينما نتحرك عبر أي دورة في الجدول الدوري. وبينما نتحرك لأسفل في أي مجموعة من الجدول الدوري، تتناقص قيم السالبية الكهربية. ويلاحظ هذا التدرج في المجموعة الأولى حيث تتراوح قيم السالبية الكهربية فيها من 2.2 للهيدروجين إلى 0.7 للفرانسيوم. يتكرر هذا التدرج مع تحركنا لأسفل في المجموعة 17 حيث تتراوح القيم فيها من 4.0 للفلور إلى 2.2 للإستاتين. إذن بينما نتحرك لأسفل في أي مجموعة في الجدول الدوري، تقل قيم السالبية الكهربية. وهذا لأنه بينما نتحرك لأسفل، تزداد الأغلفة المشغولة بالإلكترونات، وتزداد أنصاف أقطار الذرات أو يزداد حجمها.

وعلى الرغم من أن الشحنة النووية تزداد بينما نتحرك لأسفل المجموعة، فإن تأثيرها تحجبه الإلكترونات الداخلية. تفسر هذه العوامل معًا لماذا تقل السالبية الكهربية بينما نتحرك لأسفل في أي مجموعة. إذن على مخطط الجدول الدوري، تقع أقل العناصر من حيث السالبية الكهربية في الركن الأيسر السفلي، وأعلى العناصر من حيث السالبية الكهربية في الركن الأيمن العلوي. ومن الجدير بالذكر هنا أن الغازات النبيلة ليس لها قيم للسالبية الكهربية، نظرًا لعدم ميل هذه الغازات إلى تكوين مركبات بشكل عام.

في الواقع، ليس من الضروري حقًّا أن نعرف قيم السالبية الكهربية لكل عنصر. ومع ذلك، يمكننا استخدامها لتحديد إذا ما كانت روابط تساهمية محددة ستظهر تشاركًا مثاليًّا لإلكترونات الرابطة أم لا. ولهذا الغرض، الأكثر أهمية هو النظر إلى الفروق في قيم السالبية الكهربية. إذا ارتبط عنصران لهما نفس قيمة السالبية الكهربية في رابطة تساهمية، فيمكننا أن نرى أنه يوجد فرق قليل في قيم السالبية الكهربية أو لا يوجد على الإطلاق. ومثال على ذلك، الرابطة التساهمية بين الكربون والهيدروجين. قيمة السالبية الكهربية للكربون 2.6. وقيمة السالبية الكهربية للهيدروجين 2.2. فرق السالبية الكهربية يساوي 2.6 ناقص 2.2، وهو ما يساوي 0.4. يعتبر هذا الفرق صغيرًا جدًّا، ويقال إن الرابطة تساهمية غير قطبية. فلا يوجد فرق في تشارك زوج الإلكترونات بين نواة كل ذرة في هذه الرابطة التساهمية.

لاحظ أن فرق السالبية الكهربية الذي يقل عن 0.5 يعتبر أنه يؤدي إلى تكوين رابطة تساهمية غير قطبية. على النقيض من ذلك، إذا تناولنا الرابطة التساهمية بين الهيدروجين والفلور، فسنجد أن هناك فرقًا في السالبية الكهربية بينهما يساوي 4.0 ناقص 2.2، وهو ما يساوي 1.8. يعتبر هذا الفرق كبيرًا، وسيؤدي إلى تكون رابطة تساهمية شديدة القطبية. تشارك زوج الإلكترونات في هذه الرابطة التساهمية غير متساو بدرجة كبيرة. باستخدام الفروق في قيم السالبية الكهربية، يمكن اعتبار أن الروابط التساهمية تقع في طيف يبدأ من الروابط غير القطبية ذات التشارك المثالي إلى الروابط الشديدة القطبية ذات التشارك غير المتساوي بدرجة كبيرة وتعتبر أيونية تقريبًا في الواقع.

يلخص هذا الجدول الفروق في قيم السالبية الكهربية مع أوصاف لنوع الروابط المتوقعة. يمكننا أن نلاحظ أنه إذا كان الفرق في السالبية الكهربية بين ذرتين مرتبطتين معًا يقع في النهاية القصوى، مثل ذرة روبيديوم مرتبطة بذرة فلور، فمن غير المتوقع أن تكون الرابطة المتكونة تساهمية على الإطلاق. في هذه الحالة، يحدث انتقال للإلكترونات بين الروبيديوم والفلور، وينتج عن ذلك رابطة أيونية كاملة. من الأفضل إذن التفكير في الفروق في قيم السالبية الكهربية عند تحديد طبيعة التشارك الذي يخضع له زوج الإلكترونات في الرابطة التساهمية، ومن ثم تحديد إلى أي مدى من المتوقع أن تكون الرابطة التساهمية قطبية. سنتناول الآن سؤالًا لنختبر مدى فهمك لمفهوم السالبية الكهربية.

لماذا يكون عنصر البوتاسيوم له سالبية كهربية أقل من عنصر الليثيوم؟ (أ) البوتاسيوم به عدد أكبر من البروتونات وشحنة نووية أعلى لجذب إلكترونات الترابط. (ب) الليثيوم به عدد من الإلكترونات أقل من البوتاسيوم. (ج) لا يتبع البوتاسيوم التدرج العام في خاصية السالبية الكهربية. (د) إلكترونات الترابط أبعد عن النواة في ذرة البوتاسيوم؛ ولذا تتعرض لجذب أقل. (هـ) تزداد السالبية الكهربية نزولًا لأسفل المجموعة في الجدول الدوري.

في هذا السؤال، مطلوب منا المقارنة بين السالبية الكهربية لعنصرين. تذكر أن السالبية الكهربية هي قدرة الذرة على جذب زوج الإلكترونات المشترك في رابطة تساهمية. للإجابة عن هذا السؤال، سنتحقق من صحة كل عبارة في ضوء العوامل الرئيسية التي تؤثر على السالبية الكهربية. تعتمد السالبية الكهربية على عدد البروتونات في نواة الذرة، التي يشار إليها أحيانًا بالشحنة النووية. كما تعتمد أيضًا على عدد الأغلفة المشغولة بالإلكترونات، وهو ما يؤثر على حجم الذرة، وكذلك على مقدار تأثير الحجب الذي يحدث في هذه الذرة.

بينما نتحرك عبر أي دورة في الجدول الدوري، تزداد قيم السالبية الكهربية بشكل عام. ويرجع ذلك إلى زيادة الشحنة النووية مع ثبات عدد الأغلفة المشغولة بالإلكترونات، ومن ثم لا يحدث حجب إضافي. بينما نتحرك لأسفل في أي مجموعة، تنخفض قيم السالبية الكهربية. وعلى الرغم من وجود عدد أكبر من البروتونات في نوى هذه الذرات، فإن عدد الأغلفة المشغولة بالإلكترونات يزداد. وهذا يزيد من كمية الحجب. وتأثير هذا العامل يتفوق على الشحنة النووية المتزايدة.

نقارن هنا بين البوتاسيوم، ورمزه ‪K‬‏، وعنصر الليثيوم، ورمزه ‪Li‬‏. يقع كلا الفلزين في المجموعة الأولى من الجدول الدوري. وبما أن البوتاسيوم يقع في أسفل المجموعة مقارنة بالليثيوم، فلا بد أن البوتاسيوم أقل في السالبية الكهربية من الليثيوم. تشير العبارة (أ) إلى أن البوتاسيوم به عدد أكبر من البروتونات وشحنة نووية أعلى من الليثيوم. هذا الجزء من العبارة صحيح. فالليثيوم به ثلاثة بروتونات في نواته، بينما تحتوي نواة البوتاسيوم على 19 بروتونًا. يمكن أن تكون هذه العبارة حجة جيدة لتفسير كون البوتاسيوم أكثر سالبية كهربية من الليثيوم. ستكون هذه الحجة مقنعة؛ لأن السالبية الكهربية تعتمد بالفعل على حجم الشحنة النووية. ولكن هذه العبارة لا تقدم أي تفسير لكون البوتاسيوم أقل سالبية كهربية من الليثيوم. إذن، فهي ليست إجابة صحيحة.

على الرغم من زيادة الشحنة النووية في البوتاسيوم، يوجد المزيد من الحجب في هذه الذرة، وتأثير هذا الحجب يفوق عامل زيادة الشحنة النووية عندما يتعلق الأمر بالسالبية الكهربية. تشير العبارة (ب) إلى أن الليثيوم به عدد من الإلكترونات أقل من البوتاسيوم. ظاهريًّا، تبدو هذه العبارة صحيحة. فيحتوي الليثيوم على ثلاثة إلكترونات، ويحتوي البوتاسيوم على 19 إلكترونًا. لكن مجرد توضيح عدد الإلكترونات في كل ذرة منهما لا يكفي لشرح عدد الأغلفة المشغولة أو درجة الحجب في كل ذرة منهما. ولم تذكر أيضًا الشحنة النووية في كل ذرة في هذه العبارة. ومن ثم، فهي لا تقدم تفسيرًا على الإطلاق. العبارة (ب) ليست الإجابة الصحيحة.

تشير العبارة (ج) إلى أن البوتاسيوم لا يتبع التدرج العام لنمط السالبية الكهربية في الجدول الدوري. وفي الواقع، تتبع العناصر الموجودة في المجموعة الأولى نمط السالبية الكهربية. فبينما نتحرك لأسفل في المجموعة الأولى، تقل قيم السالبية الكهربية بانتظام. لا يمكن ملاحظة هذا النمط دائمًا في العناصر الانتقالية، لكن هذا ليس ما نتعامل معه هنا. إذن فالعبارة (ج) ليست إجابة صحيحة.

تشير العبارة (د) إلى أن إلكترونات الترابط أبعد عن النواة في ذرة البوتاسيوم. وهذه عبارة صحيحة حتى الآن؛ لأن ذرة البوتاسيوم التي تحتوي على عدد أكبر من الأغلفة المشغولة هي الذرة الأكبر. وبما أن إلكترونات التكافؤ أبعد عن النواة، فإنها تتعرض إلى جذب أقل أيضًا. وهذا من شأنه تقليل السالبية الكهربية للذرة بالفعل، ويشكل ذلك جزءًا من التفسير. العبارة (د) يمكن أن تكون الإجابة الصحيحة. والعبارة (هـ) خطأ. فالسالبية الكهربية لا تزداد نزولًا لأسفل المجموعة في الجدول الدوري. ولا تقدم العبارة (هـ) تفسيرًا أيضًا. ولذا، فهي ليست الإجابة الصحيحة. إذن، العبارة (د) هي الإجابة الصحيحة.

والآن لنستعرض النقاط الأساسية. السالبية الكهربية هي قدرة الذرة على جذب زوج الإلكترونات المشترك في رابطة تساهمية. تزداد السالبية الكهربية عبر أي دورة، لأن الشحنة النووية تزداد دون حدوث المزيد من الحجب. تنخفض قيم السالبية الكهربية بالنزول لأسفل في أي مجموعة بسبب زيادة عدد الأغلفة المشغولة بالإلكترونات وزيادة تأثير الحجب. الفروق الكبيرة في السالبية الكهربية بين ذرتين مرتبطتين تساهميًّا تؤدي إلى تكون روابط شديدة القطبية.

تستخدم نجوى ملفات تعريف الارتباط لضمان حصولك على أفضل تجربة على موقعنا. معرفة المزيد حول سياسة الخصوصية لدينا.