الكهروسالبية والقطبية

كهروسالبية electronigativity :

تعرف الكهرسلبية بانها قدرة الذرة على جذب الإلكترونات التي تربطها بذرة أخرى في الجزيء و هي نصف حاصل جمع قيم الألفة الإلكترونية و طاقات التأين  : و يمكن حسابها من خلال العلاقة التالية :

EA = ( IE + EA ) /2

حيث IE طاقة التأين و EA الألفة الإلكترونية و EA الكهرسلبية . و يقال عن العغنصر الذي يميل إلى اكتساب إلكترون بأنها كهرسالب بينما يسمى العنصر الذي يميل إلى فقد إلكترون بأنه كهرموجب . إن اول من حاول حساب الكهرسلبية هو العالم ميليكان و الذي اقترح بأنه الكهرسلبية تنناسب مع الوسط الحسابي لطاقة تالتأين و الألفة الإلكترونية و لسبب عدم توفر قيم الألفة الإلكترونية لعدد من العناصر فإن تلك الطريقة وجدت صعوبة في تطبيقها على عدد من العناصر . و في عام 1930 تمكن العالم لينس بولينج من معرفة الكهرسلبية لذرات العناصر مستخدما طريقة تقوم على حساب الفرق بين طاقات تفكك الروابط للجزيئات ثنائية الذرة ، و تعرف طاقة تفكك الرابطة بأنها الطاقة اللازمة لكسر الرابطة في مول واحد من جزيء ثنائي الذرة . و عند دراسة الكهرسلبية  يلاحظ ما يلي :

1 – في المجموعة الواحدة تقل الكهرسلبية من اعلى لأسفل و هناك عدم انتظام لقيم الكهرسلبية للعناصر الإنتقالية .

2 – في الدورة الواحدة تزداد الكهرسلبية من اليسار إلى اليمين و ايضا عدم انتظام لقيم الكهرسلبية للعناصر الإنتقالية .

3 – قيم الكهرسلبية لعناصر الأكسجين و النيتروجين و الكبريت و الهالوجينات تكون أعلى ما يمكن .

4 – قيم الكهرسلبية للعناصر القلوزية و القلوية الترابية تكون ادنى ما يمكن .

5 – العناصر النبيلة ليس لها كهرسلبية .

نوع الرابطه

هناك نوعان من الروابط التساهمية؛ الروابطة التساهمية غير القطبية أو النقية، والروابط التساهمية القطبية. تحدث الروابط التساهمية غير القطبية عندما تتشارك الذرتان عددًا متساوٍ من الإلكترونات، وتقتصر هذه الخاصية فقط على الذرات المتشابهة تمامًا في النبض الكهربي، لكن هذا المصطلح امتد ليشمل تلك الذرات التي قد يصل فارق النبض الكهربي بينها إلى قيمة أقل من (0.4)، ولعل أبرز الأمثلة على ذلك النوع هو جزيء الهيدروجين (H2)، وجزيء النيتروجين (N2)، وجزيء غاز الميثان (CH4).كلما زاد فارق النبض الكهربي، اتجهت الإلكترونات المتشاركة في الرابطة تجاه نواة إحدى الذرتين أكثر من الأخرى، وإذا كان الفارق ينحصر بين (0.4 – 1.7)، فإن الرابطة تصبح قطبيةً، وإن زاد عن (1.7) تصبح أيونيةً.

 أمثلة على الرابطة التساهمية.

هناك رابطة تساهمية بين ذرة الأكسجين وذرتي الهيدروجين في جزيء الماء (H2O)، كل رابطة منهما تحتوي على إلكترونين، واحد من ذرة الهيدروجين والآخر من ذرة الأكسجين.

تتشارك هاتان الذرتان الإلكترونين معًا؛ فجزيء الهيدروجين (H2)، يتكون من ذرتي هيدروجين ترتبطان سويًا بواسطة رابطة تساهمية، كل ذرة منهما تحتاج لإلكترونين لتحقيق الاستقرار في الغلاف الخارجي الإلكتروني. وينجذب هذان الإلكترونان للشحنة الموجبة لنواتي ذرتي الهيدروجين، ومن ثم ترتبط الذرتان معًا مُكونةً جزيء الهيدروجين