الكهربية النسبية للعناصر. كهرسلبية

عندما تتفاعل العناصر ، تتشكل أزواج الإلكترونات بقبول أو إعطاء الإلكترونات. سمى لينوس باولينج قدرة الذرة على سحب الإلكترونات بالقدرة الكهربية للعناصر الكيميائية. قام بولينج بتوسيع القدرة الكهربية للعناصر من 0.7 إلى 4.

ما هي الكهربية؟

الكهربية (EO) هي خاصية كمية للعنصر ، توضح القوة التي تجذب بها نواة الذرة الإلكترونات. يميز EO أيضًا القدرة على الاحتفاظ بإلكترونات التكافؤ في مستوى الطاقة الخارجي.

أرز. 1. هيكل الذرة.

تحدد القدرة على إعطاء أو استقبال الإلكترونات ما إذا كانت العناصر تنتمي إلى معادن أو غير فلزية. العناصر التي تتبرع بالإلكترونات بسهولة لها خصائص معدنية واضحة. العناصر التي تقبل الإلكترونات تظهر خصائص غير معدنية.

تتجلى الكهربية في المركبات الكيميائية وتُظهر إزاحة الإلكترونات نحو أحد العناصر.

تزداد الكهربية من اليسار إلى اليمين وتنخفض من أعلى إلى أسفل في الجدول الدوري لمندليف.

كيفية تحديد

يمكنك تحديد القيمة باستخدام جدول الكهربية للعناصر الكيميائية أو مقياس باولنج. تؤخذ الكهربية من الليثيوم كوحدة.

العوامل المؤكسدة والهالوجينات لها أعلى نسبة EO. قيمة كهربيتها أكبر من اثنين. حامل الرقم القياسي هو الفلور مع كهرسلبية 4.

أرز. 2. جدول الكهربية.

أصغر EC (أقل من اثنين) يحتوي على معادن المجموعة الأولى من الجدول الدوري. الصوديوم والليثيوم والبوتاسيوم تعتبر معادن نشطة بسبب. من الأسهل عليهم أن ينفصلوا عن إلكترون تكافؤ واحد بدلاً من قبول الإلكترونات المفقودة.

بعض العناصر بين. كهرسلبيتها تقترب من اثنين. تظهر هذه العناصر (Si ، B ، As ، Ge ، Te) خصائص معدنية وغير معدنية.

لسهولة المقارنة بين EO ، يتم استخدام سلسلة من عناصر الكهربية. على اليسار المعادن ، على اليمين غير المعادن. كلما اقتربنا من الحواف ، زاد نشاط العنصر. السيزيوم هو أقوى عامل اختزال ، حيث يتبرع بسهولة بالإلكترونات ولديه أدنى طاقة كهربائية. الفلور هو عامل مؤكسد نشط قادر على جذب الإلكترونات.

أرز. 3. سلسلة الكهربية.

في المركبات غير المعدنية ، تجذب العناصر ذات EC العالي الإلكترونات. الأكسجين ذو القدرة الكهربية 3.5 يجذب ذرات الكربون والكبريت بقدرة كهربية 2.5.

ماذا تعلمنا؟

تشير الكهربية إلى الدرجة التي تحتفظ بها نواة الذرة بإلكترونات التكافؤ. اعتمادًا على قيمة EC ، يمكن للعناصر التبرع بالإلكترونات أو قبولها. العناصر ذات القدرة الكهربية الأكبر تجذب الإلكترونات وتظهر خصائص غير معدنية. العناصر التي تتبرع ذراتها بالإلكترونات لها خصائص معدنية بسهولة. تحتوي بعض العناصر على EO محايد شرطيًا (حوالي اثنين) ويمكن أن تظهر خصائص معدنية وغير معدنية. تزداد درجة EO من اليسار إلى اليمين ومن أسفل إلى أعلى في الجدول الدوري.

الكهربية - قدرة الذرات على تحريك الإلكترونات في اتجاهها عند تكوين رابطة كيميائية. قدم هذا المفهوم الكيميائي الأمريكي ل. باولينج (1932). تميز الكهربية قدرة ذرة عنصر معين على جذب زوج إلكترون مشترك في جزيء. تختلف قيم الكهربية المحددة بطرق مختلفة عن بعضها البعض. في الممارسة التربوية ، في أغلب الأحيان لا يستخدمون القيم المطلقة ، ولكن القيم النسبية للكهرباء. الأكثر شيوعًا هو المقياس الذي تتم فيه مقارنة الكهربية لجميع العناصر مع الكهربية الكهربية لليثيوم ، التي تؤخذ على أنها واحدة.

من بين عناصر المجموعات IA - VIIA:

الكهرومغناطيسية مع زيادة الرقم التسلسلي ، كقاعدة عامة ، تزداد في فترات ("من اليسار إلى اليمين") ، وتنخفض في مجموعات ("من أعلى إلى أسفل").

تعد أنماط التغيير في الكهربية بين عناصر الكتلة d أكثر تعقيدًا.

تسمى العناصر ذات القدرة الكهربية العالية ، والتي تمتلك ذراتها تقاربًا كبيرًا للإلكترون وطاقة تأين عالية ، أي عرضة لربط إلكترون أو إزاحة زوج من إلكترونات الربط في اتجاهها ، غير المعادن.

وتشمل هذه: الهيدروجين والكربون والنيتروجين والفوسفور والأكسجين والكبريت والسيلينيوم والفلور والكلور والبروم واليود. وفقًا لعدد من الميزات ، تُصنف أيضًا مجموعة دائمة من الغازات النبيلة (الهيليوم - الرادون) على أنها غير معدنية.

معظم العناصر في الجدول الدوري هي معادن.

تتميز المعادن بانخفاض كهرسلبية ، أي قيم منخفضة لطاقة التأين وتقارب الإلكترون. تتبرع ذرات المعادن بالإلكترونات للذرات غير المعدنية ، أو تخلط أزواجًا من الإلكترونات الرابطة بعيدًا عن نفسها. تتميز المعادن بتألقها المميز وموصلية كهربائية عالية وموصلية حرارية جيدة. هم في الغالب دائم وقابل للطرق.

تفسر هذه المجموعة من الخصائص الفيزيائية التي تميز المعادن عن غير المعادن بنوع خاص من الروابط الموجودة في المعادن. جميع المعادن لها شبكة بلورية واضحة المعالم. في عقده ، إلى جانب الذرات ، توجد كاتيونات معدنية ، أي الذرات التي فقدت إلكتروناتها. تشكل هذه الإلكترونات سحابة إلكترونية اجتماعية تسمى غاز الإلكترون. هذه الإلكترونات في مجال القوة للعديد من النوى. تسمى هذه الرابطة رابطة معدنية. تحدد الهجرة الحرة للإلكترونات على حجم البلورة الخصائص الفيزيائية الخاصة للمعادن.

تشمل المعادن جميع عناصر d و f. إذا حددنا عقليًا فقط كتل عناصر s و p من النظام الدوري ، أي عناصر المجموعة A ورسمنا قطريًا من الزاوية اليسرى العليا إلى الزاوية اليمنى السفلية ، ثم اتضح أن العناصر غير المعدنية موجودة في الجانب الأيمن من هذا القطر ، والمعدني - في اليسار. المتاخمة للقطر هي عناصر لا يمكن أن تنسب بشكل قاطع إلى أي من المعادن أو غير الفلزات. تشمل هذه العناصر الوسيطة: البورون ، والسيليكون ، والجرمانيوم ، والزرنيخ ، والأنتيمون ، والسيلينيوم ، والبولونيوم ، والأستاتين.

لعبت مفاهيم الروابط التساهمية والأيونية دورًا مهمًا في تطوير الأفكار حول بنية المادة ، ومع ذلك ، فقد أظهر إنشاء طرق فيزيائية كيميائية جديدة لدراسة التركيب الدقيق للمادة واستخدامها أن ظاهرة الترابط الكيميائي هي أكثر من ذلك بكثير. معقد. يُعتقد حاليًا أن أي رابطة ذرية غير متجانسة تكون تساهمية وأيونية ، ولكن بنسب مختلفة. وهكذا ، يتم تقديم مفهوم المكونات التساهمية والأيونية للرابطة غير المتجانسة. كلما زاد الاختلاف في الكهربية لذرات الترابط ، زادت قطبية الرابطة. مع اختلاف أكثر من وحدتين ، يكون المكون الأيوني هو السائد دائمًا. لنقارن بين أكسين: أكسيد الصوديوم Na 2 O وأكسيد الكلور (VII) Cl 2 O 7. في أكسيد الصوديوم ، الشحنة الجزئية على ذرة الأكسجين هي -0.81 ، وفي أكسيد الكلور -0.02. هذا يعني بشكل فعال أن رابطة Na-O هي 81٪ أيونية و 19٪ تساهمية. المكون الأيوني لرابطة Cl-O هو 2 ٪ فقط.

قائمة الأدب المستخدم

1. بوبكوف في أ.، Puzakov S. A. الكيمياء العامة: كتاب مدرسي. - م: GEOTAR-Media ، 2010. - 976 ص: ISBN 978-5-9704-1570-2. [مع. 35-37]
2. فولكوف ، إيه آي ، زارسكي ، آي إم.كتاب مرجعي كيميائي كبير / A.I. فولكوف ، إ. زارسكي. - مينسك: المدرسة الحديثة ، 2005. - 608 برقم ISBN 985-6751-04-7.

كهرسلبية ذرات العناصر.الكهربية النسبية. التغيير في فترات ومجموعات النظام الدوري. قطبية الرابطة الكيميائية ، قطبية الجزيئات والأيونات.

الكهربية (e.o.) هي قدرة الذرة على إزاحة أزواج الإلكترون نحو نفسها.
Meroy e.o. هي الطاقة تساوي حسابيًا ½ مجموع طاقة التأين I وطاقة تشابه الإلكترون E
E.O. = ½ (أنا + ه)

الكهربية النسبية. (OEO)

يتم تعيين الفلور ، باعتباره أقوى عنصر e.o ، بقيمة 4.00 بالنسبة للعناصر الأخرى.

التغييرات في فترات ومجموعات النظام الدوري.

خلال فترات ، مع زيادة الشحنة النووية من اليسار إلى اليمين ، تزداد الكهربية.

الأقللوحظت القيمة في معادن الأرض القلوية والقلوية.

أعظم- للهالوجينات.

كلما زادت الكهربية ، زادت قوة الخصائص غير المعدنية للعناصر.

الكهربية (χ) هي خاصية كيميائية أساسية للذرة ، وهي خاصية كمية لقدرة الذرة في الجزيء على إزاحة أزواج الإلكترونات الشائعة تجاه نفسها.

تم تقديم المفهوم الحديث للسلبية الكهربية للذرات بواسطة الكيميائي الأمريكي L.Puling. استخدم L.Puling مفهوم الكهربية لشرح حقيقة أن طاقة الرابطة غير المتجانسة A-B (A ، B هي رموز أي عناصر كيميائية) أكبر بشكل عام من المتوسط ​​الهندسي للروابط المتجانسة A-A و B-B.

أعلى قيمة لـ e.o. الفلور ، وأقلها هو السيزيوم.

التعريف النظري للسلبية الكهربية اقترحه الفيزيائي الأمريكي R.Mulliken. استنادًا إلى الموقف الواضح بأن قدرة الذرة في الجزيء على جذب شحنة إلكترونية إلى نفسها تعتمد على طاقة التأين للذرة وتقاربها الإلكتروني ، قدم R. Mulliken مفهوم الكهربية للذرة A كمتوسط قيمة طاقة الربط للإلكترونات الخارجية أثناء تأين حالات التكافؤ (على سبيل المثال ، من A− إلى A +) وعلى هذا الأساس اقترحت علاقة بسيطة جدًا للسلبية الكهربية للذرة:

حيث J1A و A هما طاقة التأين للذرة وتقارب الإلكترون ، على التوالي.
بالمعنى الدقيق للكلمة ، لا يمكن أن يُعزى عنصر ما إلى كهرسلبية دائمة. تعتمد القدرة الكهربية للذرة على العديد من العوامل ، على وجه الخصوص ، على حالة التكافؤ للذرة ، وحالة الأكسدة الرسمية ، ورقم التنسيق ، وطبيعة الروابط التي تشكل بيئة الذرة في النظام الجزيئي ، وبعضها آحرون. في الآونة الأخيرة ، في كثير من الأحيان ، لتوصيف الكهربية ، يتم استخدام ما يسمى بالقدرة الكهربية المدارية ، والتي تعتمد على نوع المدار الذري المتضمن في تكوين الرابطة ، وعلى سكانها الإلكترونيين ، أي ما إذا كان المدار الذري مشغولاً بواسطة زوج إلكترون غير مشترك ، يسكنه إلكترون منفرد ، أو يكون شاغرًا. ولكن ، على الرغم من الصعوبات المعروفة في تفسير وتحديد الكهربية ، فإنها تظل دائمًا ضرورية للوصف النوعي والتنبؤ بطبيعة الروابط في النظام الجزيئي ، بما في ذلك طاقة الرابطة ، وتوزيع الشحنة الإلكترونية ودرجة الأيونية ، وثابت القوة ، إلخ. يعد نهج ساندرسون أحد أكثر الأساليب تطورًا في النهج الحالي. اعتمد هذا النهج على فكرة معادلة الكهربية للذرات أثناء تكوين رابطة كيميائية بينهما. لقد وجدت العديد من الدراسات العلاقات بين ساندرسون الكهربية وأهم الخواص الفيزيائية والكيميائية للمركبات غير العضوية للغالبية العظمى من عناصر الجدول الدوري. كما تبين أن تعديل طريقة ساندرسون ، المستند إلى إعادة توزيع الطاقة الكهربية بين ذرات الجزيء للمركبات العضوية ، كان مثمرًا للغاية.

2) قطبية الرابطة الكيميائية ، قطبية الجزيئات والأيونات.

ما هو في الملخص وفي الكتاب المدرسي - ترتبط القطبية بعزم ثنائي القطب. وهي تظهر نتيجة إزاحة زوج إلكترون مشترك إلى إحدى الذرات. وتعتمد القطبية أيضًا على الاختلاف في كهرسلبية الذرات. المستعبدين. ذرتان ، كلما كانت الرابطة الكيميائية بينهما أكثر قطبية. اعتمادًا على كيفية إعادة توزيع كثافة الإلكترون أثناء تكوين رابطة كيميائية ، يتم تمييز عدة أنواع منها. الحالة المحددة لاستقطاب الرابطة الكيميائية هي انتقال كامل من ذرة واحدة إلى آخر.

في هذه الحالة ، يتم تكوين اثنين من الأيونات ، والتي تنشأ بينهما رابطة أيونية. ولكي تتمكن ذرتان من تكوين رابطة أيونية ، من الضروري أن يكون e.o. اختلفت بشكل كبير. متساوية ، ثم يتم تكوين رابطة تساهمية غير قطبية.تشكل الرابطة التساهمية القطبية الأكثر شيوعًا بين أي ذرات لها e.o.

يمكن أن تكون الشحنات الفعالة للذرات بمثابة تقدير كمي لقطبية الرابطة. وتميز الشحنة الفعالة للذرة الفرق بين عدد الإلكترونات التي تنتمي إلى ذرة معينة في مركب كيميائي وعدد إلكترونات الذرة الحرة . تجذب ذرة عنصر أكثر كهرسلبية الإلكترونات بقوة أكبر ، لذلك تكون الإلكترونات أقرب إليها ، وتتلقى بعض الشحنة السالبة ، والتي تسمى فعالة ، ويكون لشريكها نفس الشحنة المؤثرة الموجبة. إذا كانت الإلكترونات التي تشكل رابطة بين الذرات تنتمي إليهم بالتساوي ، والشحنات الفعالة هي صفر.

بالنسبة للجزيئات ثنائية الذرة ، من الممكن توصيف قطبية الرابطة وتحديد الشحنات الفعالة للذرات بناءً على قياس العزم ثنائي القطب M = q * r حيث q هي شحنة القطب ثنائي القطب ، والتي تساوي الشحنة الفعالة لـ الجزيء ثنائي الذرة ، r هو المسافة بين النواة ، والعزم ثنائي القطب للرابطة هو كمية متجهية. يتم توجيهه من الجزء الموجب الشحنة من الجزيء إلى الجزء السالب ، ولا تتطابق الشحنة الفعالة على ذرة العنصر مع حالة الأكسدة.

تحدد قطبية الجزيئات إلى حد كبير خصائص المواد. تتجه الجزيئات القطبية نحو بعضها البعض بأقطاب مشحونة بشكل معاكس ، وينشأ التجاذب المتبادل بينها. لذلك ، المواد التي تتكون من الجزيئات القطبية لها نقاط انصهار وغليان أعلى من المواد التي تكون جزيئاتها غير قطبية.

السوائل التي تكون جزيئاتها قطبية لها قدرة تذويب أعلى. علاوة على ذلك ، كلما زادت قطبية جزيئات المذيب ، زادت قابلية ذوبان المركبات القطبية أو الأيونية فيه. يفسر هذا الاعتماد من خلال حقيقة أن الجزيئات القطبية للمذيب ، بسبب تفاعل ثنائي القطب أو ثنائي القطب مع المذاب ، تساهم في تحلل المذاب إلى أيونات. على سبيل المثال ، يعمل محلول كلوريد الهيدروجين في الماء ، جزيئاته قطبية ، على توصيل الكهرباء بشكل جيد. لا يحتوي محلول كلوريد الهيدروجين في البنزين على موصلية كهربائية ملحوظة. يشير هذا إلى عدم وجود تأين كلوريد الهيدروجين في محلول البنزين ، لأن جزيئات البنزين غير قطبية.

الأيونات ، مثل المجال الكهربائي ، لها تأثير استقطابي على بعضها البعض. عندما يلتقي أيونان ، يحدث استقطابهما المتبادل ، أي إزاحة إلكترونات الطبقات الخارجية بالنسبة إلى النوى. يعتمد الاستقطاب المتبادل للأيونات على شحنات النواة والأيون ونصف قطر الأيونات وعوامل أخرى.

ضمن مجموعات e.o. النقصان.

تزداد الخصائص المعدنية للعناصر.

تحتوي العناصر المعدنية على مستوى الطاقة الخارجية على 1،2،3 إلكترونات وتتميز بقيمة منخفضة من إمكانات التأين و e.o. لأن المعادن تظهر ميلًا واضحًا للتبرع بالإلكترونات.
العناصر غير المعدنية لها طاقة تأين أعلى.
عندما يتم ملء الغلاف الخارجي لللافلزات ، يتناقص نصف القطر الذري خلال الفترات. على الغلاف الخارجي ، عدد الإلكترونات هو 4،5،6،7،8.

قطبية الرابطة الكيميائية. قطبية الجزيئات والأيونات.

يتم تحديد قطبية الرابطة الكيميائية عن طريق إزاحة روابط زوج الإلكترون إلى إحدى الذرات.

تنشأ الرابطة الكيميائية بسبب إعادة توزيع الإلكترونات في مدارات التكافؤ ، مما يؤدي إلى تكوين إلكتروني ثابت للغاز النبيل ، بسبب تكوين الأيونات أو تكوين أزواج إلكترونية مشتركة.
تتميز الرابطة الكيميائية بالطاقة والطول.
مقياس قوة الرابطة هو الطاقة المنفقة لكسر الرابطة.
على سبيل المثال. H - H = 435 كيلو جول مول -1

كهرسلبية العناصر الذرية
الكهربية هي خاصية كيميائية للذرة ، وهي خاصية كمية لقدرة الذرة في الجزيء على جذب الإلكترونات إلى نفسها من ذرات العناصر الأخرى.
الكهربية النسبية

المقياس الأول والأكثر شهرة للكهرباء النسبية هو مقياس L.Puling ، الذي تم الحصول عليه من البيانات الحرارية الكيميائية وتم اقتراحه في عام 1932. القيمة الكهربية الكهربية لأكثر عنصر فلور كهربائيًا ، (F) = 4.0 ، تؤخذ بشكل تعسفي كنقطة مرجعية في هذا حجم.

عناصر المجموعة الثامنة من النظام الدوري (الغازات النبيلة) لها صفر كهرسلبية ؛
تعتبر الحدود الشرطية بين المعادن وغير الفلزات قيمة كهرسلبية نسبية تساوي 2.

تزداد الكهربية لعناصر النظام الدوري ، كقاعدة عامة ، بالتتابع من اليسار إلى اليمين في كل فترة. داخل كل مجموعة ، مع استثناءات قليلة ، تتناقص الكهربية باستمرار من أعلى إلى أسفل. تستخدم الكهربية لتوصيف الرابطة الكيميائية.
يشار إلى الروابط ذات الاختلاف الأصغر في الكهربية للذرات بالروابط التساهمية القطبية. كلما قل الاختلاف في الكهربية للذرات التي تشكل رابطة كيميائية ، انخفضت درجة الأيونية لهذه الرابطة. يشير الاختلاف الصفري في كهرسلبية الذرات إلى عدم وجود شخصية أيونية في الرابطة التي تشكلها ، أي التساهم الصافي.

قطبية الرابطة الكيميائية ، قطبية الجزيئات والأيونات
تُظهر قطبية الروابط الكيميائية ، وهي إحدى خصائص الرابطة الكيميائية ، إعادة توزيع كثافة الإلكترون في الفضاء بالقرب من النوى مقارنة بالتوزيع الأولي لهذه الكثافة في الذرات المحايدة التي تشكل هذه الرابطة.

جميع الروابط الكيميائية تقريبًا ، باستثناء الروابط في الجزيئات ثنائية الذرة متجانسة النواة ، قطبية بدرجة أو بأخرى. عادة ما تكون الروابط التساهمية ضعيفة القطبية ، والروابط الأيونية قطبية بقوة.

على سبيل المثال:
تساهمية غير قطبية: Cl2 ، O2 ، N2 ، H2 ، Br2

قطبي تساهمي: H2O ، SO2 ، HCl ، NH3 ، إلخ.

إذا كانت الذرات المحايدة لعنصرين تختلف اختلافًا كبيرًا في قيمها طاقة التأينو الإلكترون تقارب، ثم يصبحون قادرين على التفاعل بسهولة مع بعضهم البعض من خلال تكوين رابطة كيميائية قوية.

ومع ذلك ، فإن استخدام هذه الخصائص مقيد بحقيقة أنها تشير إلى ذرات محايدة معزولة. إذا كانت الذرات جزءًا من مركب كيميائي ، ثم لتوصيف قدرتها على جذب الإلكترونات الشائعة إلى نفسها ، يتم تقديم المفهوم كهرسلبية(EO) *.

الكهربية هي القيمة التي تميز قدرة الذرة في الجزيء أو جذب الإلكترونات المشاركة في تكوين الرابطة التساهمية.

وعلى الرغم من أن كهرسلبية الذرة ، والتي تعتمد على حالة التكافؤ للذرة ونوع المركب الكيميائي الذي توجد فيه ، هي مشروطة ، إلا أن استخدامها مفيد لوصف كل من الروابط التساهمية الفردية والمركب الكيميائي ككل.

الطاقة الكهربية للذرة هي نصف مجموع طاقة التأين وتقارب الإلكترون:

من الناحية العملية ، يتم استخدام قيمة الكهربية النسبية عادةً ، مع أخذ قيمة الكهربية لذرة الليثيوم كوحدة لها.

يتم تحديد الكهربية النسبية لذرة أي عنصر ، يُشار إليها بالحرف اليوناني χ (تشي) ، بواسطة النسبة التي تساوي EO A / EO Li.

أعلى كهرسلبية نسبية لها ذرة فلور - 4.0 ، وأصغر - ذرات سيزيوم وفرانسيوم - 0.7. بالمقارنة معهم ، يتم النظر في الكهربية النسبية لذرات العناصر المتبقية (الجدول 7). القيم الأدنى للكهرباء النسبية هي الذرات المحايدة لعناصر s للمجموعة الأولى ، أعلى - ص- عناصر المجموعتين السادس والسابع. كلما زادت الكهرومغناطيسية النسبية ، كلما كانت ذرة عنصر معين تظهر خصائص مؤكسدة أقوى ، وكلما كانت أقوى تجذب زوج (أزواج) مشترك (غير) إلكتروني من الروابط التساهمية في المركب.

بالنسبة للذرات المحايدة من العناصر خلال فترة ما ، مع زيادة شحنة النواة ، تحدث زيادة في الكهربية (أصغر القيم هي ذرات الفلزات القلوية - عناصر المجموعة IA ، أكبر - ذرات الهالوجينات - عناصر المجموعة VIIA). ويرجع ذلك إلى حقيقة أن عدد طبقات الإلكترون في الذرات لا يتغير ، وتزداد شحنة نواتها مع مرور الوقت ، وبالتالي يزداد تفاعل الإلكترونات مع النواة ، ونتيجة لذلك يزداد الحجم (نصف القطر). ) من الذرات يتناقص. في نفس الاتجاه ، تزداد طاقة التأين وتقارب الإلكترون والسلبية الكهربية للذرات المحايدة للعناصر. وفقًا لهذا ، تضعف خصائص الاختزال للذرات المحايدة للعناصر في الفترة من اليسار إلى اليمين ، وتزداد خصائص الأكسدة. أقوى العوامل المؤكسدة في فترة ما هي ذرات الهالوجين.

في المجموعات A ، تتناقص قيم الكهربية للذرات المحايدة للعناصر ، وبالتالي خصائص الأكسدة من أعلى إلى أسفل ، وفي المجموعات B (باستثناء المجموعة III) ، على العكس من ذلك ، فإنها تزداد.

وبالتالي ، فإن أقوى عامل مؤكسد هو ذرة الفلور المحايدة (المجموعة VIIA) ، وأقوى عامل اختزال هو ذرة الفرانسيوم المحايدة (المجموعة IA) (الشكل 12).

في معظم الحالات ، تكون الروابط في الجزيئات وسيطة بطبيعتها بين الحالتين المحددتين - الأنواع التساهمية أو الأيونية من الروابط الكيميائية. على سبيل المثال ، في جزيء HI يوديد الهيدروجين ، لا تكون الرابطة تساهمية بحتة ولا أيونية بحتة.

يتم استخدام الفرق في قيم الكهربية النسبية للذرات المحايدة للعناصر للحكم على درجة أيونية الروابط. عندما يكون الاختلاف في قيم χ أكبر من 2.0 ، يمكن اعتبار الرابطة أيونية ، عندما يكون الفرق من 0.4 إلى 2.0 - تساهمية ذات طابع أيوني جزئي ، وعندما يكون الفرق أقل من 0.4 ، تساهمية.

وفقًا لقيمة الكهربية النسبية للذرات ، يتم تقسيم العناصر تقليديًا إلى المعادن و اللافلزات ، الحدود التي في النظام الدوري لـ D.I. يتم رسم Mendeleev (في نسخته شبه الطويلة المكونة من 18 خلية) على طول عناصر المجموعات الفرعية الرئيسية قطريًا من البورون إلى الأستاتين. χ قيمة ذرات الحدود - مذبذب * - العناصر قريبة من 2 (يتم تمييزها في الجدول 7 بخط غامق وخلايا مظللة).

الجدول 7 الكهربية النسبية للذرات والعناصر eV		F4.0	Cl 3.0	BR2.8	أنا 2.5	في 2.2
	يا 3.5	ق 2.5	Se 2.4	Te 2.1	Po 2.0
	N 3.0	ص 2.1	2.0	1.9 Sb	ثنائية 1.9
	ج 2.5	سي 1.8	جي 1.8	Sn 1.8	Pb 1.9
	B2.0	آل 1.5	Ga 1.6	في 1.7	TL 1.8
			Zn 1.6	القرص المضغوط 1.7	الزئبق 1.9
			النحاس 1.9	حج 1.9	Au 2.4
			ني 1.9	PD 2.2	2.2 نقطة
			Co 1.9	Rh 2.2	الأشعة تحت الحمراء 2.2
			Fe 1.8	Ru 2.2	نظام التشغيل 2.2
			مينيسوتا 1.5	1.9	فيما يتعلق بـ 1.9
			1.6 كر	مو 1.8	دبليو 1.7
			الإصدار 1.6	ملحوظة 1.6	Ta 1.5
			تي 1.5	Zr 1.4	hf 1.3
			Sc 1.3	نعم 1.2	La-Lu 1.0-1.2
	كن 1.5	ملغ 1.2	كاليفورنيا 1.0	ريال 1.0	با 0.9
H2.1	Li 1.0.0 تحديث	Na 0.9	ك 0.8	0.8 روبية	Cs 0.7

المجموعات الفرعية الرئيسية

		أنا	ثانيًا	ثالثا	رابعا	الخامس	السادس	سابعا	ثامنا
	ح							هو
	لي	يكون	ب	ج	ن	ا	F	ني
	نا	ملغ	ال	سي	ص	س	Cl	أر
	ك	كاليفورنيا	جا	Ge	مثل	حد ذاتها	Br	كرونة
	ر	ريال سعودى	في	sn	سب	تي	أنا	Xe
	سي اس	با	تل	الرصاص	ثنائية	بو	في	آكانيوز
	الاب	رع

أرز. 12. تغيير في خصائص الأكسدة والاختزال

الذرات المحايدة لعناصر المجموعات الفرعية الرئيسية (المجموعات A)

الكلمتان ″ حمض ″ و أساسي ″ مصطلحات وظيفية وليست أسماء تسمية. فهي تشير إلى قدرة المادة بدلاً من ما هي عليه.

ر. فون هاندلر (1931).

2.5 الخصائص الحمضية القاعدية للمركبات الكيميائية

تتجلى أيضًا دورية خصائص العناصر ، المرتبطة بالتغير في بنية غلاف الإلكترون لذراتها مع زيادة شحنة النوى الذرية ، في مركباتها من نفس النوع.

يتم إنشاء النظام الدوري للعناصر الكيميائية بحيث توجد العناصر على الجانب الأيسر من جدولها ، هيدروكسيداتهاتظهر الخصائص الأساسية. تظهر هذه الخصائص بشكل خاص في هيدروكسيدات الفلزات القلوية. على العكس من ذلك ، على الجانب الأيمن من الجدول الدوري توجد عناصر تتحول أكاسيدها ، تحت تأثير الماء ، إلى هيدروكسيدات بخصائص حمضية ، أي إلى أحماض. أكاسيد وهيدروكسيدات العديد من العناصر - تلك التي كانت في منتصف جدول النظام الدوري - لها سلوك مزدوج. عندما تتفاعل مع الأحماض القوية ، فإنها تظهر خصائص أساسية ، وعندما تتفاعل مع القلويات ، فإنها تصبح حمضية.

في الفترات ، عند الانتقال من اليسار إلى اليمين ، تتغير خصائص الأكاسيد والهيدروكسيدات من القاعدة ، لعناصر المجموعات IA-IIA ، تدريجياً إلى مذبذب ، وتصبح عناصر المجموعات VA-VIIA حمضية.

بالنسبة لأكاسيد وهيدروكسيدات العناصر ، فإن قيم السالبية الكهربية النسبية للذرات التي تتراوح من 1.5 إلى 2.2 ، عادة ما تكون الخصائص المذبذبة مميزة. في هذه الحالة ، كلما كانت قيم χ أصغر ، كلما كانت الأكاسيد والهيدروكسيدات أقوى تظهر الخصائص الأساسية ، وعلى العكس من ذلك ، كلما زادت قيم ، كلما كانت الخصائص الحمضية للأكاسيد والهيدروكسيدات أقوى. على سبيل المثال ، في عنصر المجموعة IIIA الغاليوم (χ \ u003d 1.7) ، يتم التعبير عن الخصائص الحمضية والأساسية لـ Ga 2 O 3 و Ga (OH) 3 بنفس القدر.

إن أنصاف أقطار الكاتيونات أصغر من أنصاف أقطار الذرات المحايدة ، لأنها تتشكل عن طريق التبرع بالإلكترونات ، وأن نصف قطر الأنيونات أكبر من أنصاف أقطار الذرات المحايدة ، لأنها تتشكل عن طريق قبول الإلكترونات.

في هيدروكسيدات E-O-H ، في مجموعات من أعلى إلى أسفل ، بسبب زيادة نصف قطر ذرات العناصر ، تزداد المسافة بين ذرات العنصر والأكسجين ، مما يعني أن قوة تفاعلها تتناقص . وفقًا لهذا ، تزداد درجة التفكك الإلكتروليتي للهيدروكسيدات على طول رابطة E-O:

E + + OH - E – O – N EO - + H +

ويتم تعزيز الطبيعة الأساسية للهيدروكسيدات ، بينما تنخفض درجة التفكك على طول الرابطة - Н ، وتضعف خصائصها الحمضية (الشكل 13).

على سبيل المثال:

Be (OH) 2 - هيدروكسيد مذبذب ، Mg (OH) 2 - قاعدة ضعيفة ، Ca (OH) 2 - قاعدة قوية ؛

حمض الميتافوسفوريك HPO 3 أضعف بكثير من حمض النيتريك HNO 3.

في هيدرات المركبات غير الفلزية مع الهيدروجين ، تزداد الخواص الحمضية مع زيادة نصف قطر ذرات العناصر ، وتزداد في المجموعات A من الأعلى إلى الأسفل من HF إلى HI ومن H 2 O إلى H 2 Te .

المجموعات الفرعية الرئيسية

		أنا	ثانيًا	ثالثا	رابعا	الخامس	السادس	سابعا	ثامنا
	ح							هو
	لي	يكون	ب	ج	ن	ا	F	ني
	نا	ملغ	ال	سي	ص	س	Cl	أر
	ك	كاليفورنيا	جا	Ge	مثل	حد ذاتها	Br	كرونة
	ر	ريال سعودى	في	sn	سب	تي	أنا	Xe
	سي اس	با	تل	الرصاص	ثنائية	بو	في	آكانيوز
	الاب	رع

أرز. 13. تغيير في الخواص الحمضية القاعدية للأكاسيد والهيدروكسيدات لعناصر المجموعات الفرعية الرئيسية (المجموعات A)

تصنيف الروابط الكيميائية

الفصل 3

أسئلة للفحص الذاتي

1. ما هو تحويل الحكم؟

2. كيف يختلف تغيير الدينونة عن تغيير الحكم؟

3. ما هي المبادئ التي تطيعها حقيقة (زيف) الحكم؟

4. ما الوظيفة التي يؤديها جدول الحقيقة (زيف) الحكم؟

تمارين

قم بتحويل الأحكام باستخدام قواعد التحول والانعكاس والمعارضة الأصلية.

1) بعض الطلاب ينجزون بشكل ضعيف. 2) تم تطهير جميع قطع الغابات. 3) لم تكن هناك منصة حفر واحدة معطلة هذا العام. 4) وجود رياضيين بين الطلاب. 5) الصعوبات لا تخيفه.

مثال: جميع المعادن موصلة للكهرباء. لا يوجد معدن غير موصل ؛ (تحويل).

جميع الطلاب طلاب. بعض الطلاب طلاب؛ (جاذبية).

جميع الطلاب طلاب. بعض الطلاب ليسوا طلابا. (على عكس المسند).

من أهم القضايا في الكيمياء مسألة الرابطة الكيميائية التي تتطلب شرح أسباب وتحديد أنماط تكوين الروابط بين الذرات والأيونات والجزيئات بناءً على نظرية بنية الذرة والدورية. قانون D.I. Mendeleev ، وكذلك خصائص هذه الروابط من خلال تفسير الخواص الفيزيائية والكيميائية للمواد. حاليًا ، تُستخدم طريقتان بشكل أساسي لدراسة الروابط الكيميائية:
1) سندات التكافؤ
2) المدارات الجزيئية.
في إطار الطريقة الأولى ، يتم النظر في الذرات الفردية التي تتفاعل على أساس مبدأ اكتمال غلاف الإلكترون (قاعدة الثمانيات). تتشكل الرابطة التساهمية من وجهة نظر طريقة روابط التكافؤ بسبب التنشئة الاجتماعية لزوج الإلكترون.
الطريقة البسيطة لروابط التكافؤ للكيميائي هي الطريقة الأكثر مفهومة وملاءمة ومرئية ، والأفضل من ذلك كله أنها تلبي أهداف التعليم الابتدائي. عيب طريقة رابطة التكافؤ هو أن بعض البيانات التجريبية لا يمكن تفسيرها في إطارها.
الطريقة الأكثر فعالية هي طريقة المدارات الجزيئية ، والتي تأخذ في الاعتبار الإلكترونات الموجودة في مجال الجذب الذي تم إنشاؤه بواسطة جميع النوى الذرية للجزيء. من وجهة نظر طريقة المدارات الجزيئية ، لا توجد ذرات على هذا النحو في الجزيء ، ولكن هناك نوى وإلكترونات متبادلة تتفاعل معها ومع بعضها البعض. تجعل الطريقة المدارية الجزيئية من الممكن شرح البيانات التجريبية بشكل كامل.
عند توصيف الرابطة الكيميائية ، عادة ما يتم استخدام مفاهيم مثل "التكافؤ" و "حالة الأكسدة" و "تعددية الرابطة".
التكافؤ - قدرة ذرة عنصر كيميائي على تكوين روابط مع ذرات أخرى. بالنسبة للمركبات الأيونية ، يتم أخذ عدد الإلكترونات المتبرع بها أو المستلمة كقيمة التكافؤ. بالنسبة للمركبات التساهمية ، فإن التكافؤ يساوي عدد أزواج الإلكترونات الاجتماعية.
حالة الأكسدة - هذه هي الشحنة الشرطية التي ستكون على الذرة في الحالة التي تكون فيها جميع الروابط التساهمية القطبية أيونية.
تعدد الاتصالات بين هذه الذرات يساوي عدد أزواج الإلكترونات الاجتماعية الخاصة بهم.
يمكن تقسيم جميع الروابط المعتبرة في الكيمياء إلى روابط تؤدي إلى تكوين مواد جديدة ، وروابط بين الجزيئات.
تنشأ الروابط التي تؤدي إلى تكوين مواد جديدة نتيجة اقتران الإلكترون. الإلكترونات المقترنة هي في مجال جذب جميع نوى الجزيئات. تعطي إعادة التوزيع هذه لكثافة الإلكترون زيادة في الطاقة مقارنة بالذرات غير المقيدة. إن وجود هذا المكسب هو الذي يحدد تكوين رابطة كيميائية. اعتمادًا على طريقة إعادة توزيع الإلكترونات ، فإنها تصدر روابط تساهمية أيونية و معدن . وفقًا لوجود أو عدم وجود استقطاب ، تنقسم الروابط التساهمية إلى قطبي - بين ذرات العناصر المختلفة - و الغير قطبي بين ذرات نفس العنصر. وفقًا لطريقة التكوين ، تنقسم الروابط التساهمية إلى عادي , متقبل المانح و dative .

يمكن تمييز الرابطة بين الذرات على أساس الكهربية.
كهرسلبية - قدرة ذرة مرتبطة بذرة أخرى على جذب سحابة إلكترونية إليها ، مما يتسبب في استقطاب الرابطة. يتم استخدام تقديرات كمية مختلفة للسلبية الكهربية للذرة ، على سبيل المثال ، نصف مجموع تقارب الإلكترون وإمكانية التأين (طريقة موليكين) (الجدول 3.1).

الجدول 3.1

النسبية الكهربية للذرات في الشكل
نصف مجموع تقارب الإلكترون وإمكانات التأين

فترة	مجموعات العناصر
أنا	ثانيًا	ثالثا	رابعا	الخامس	السادس	سابعا	ثامنا
	H 2.1							هو
	0.97.97 دولار	كن 1.47	ب 2.01	ج 2.50	N 3.07	حوالي 3.50	F4.10	ني
	Na 1.01	ملغ 1.23	آل 1.47	سي 1.47	ص 2.1	ق 2.6	الكل 2.83	أر
	ك 0.91	كاليفورنيا 1.04	Sc 1.20	تي 1.32	الخامس 1.45	1.56 كر 1.56 كر	مينيسوتا 1.60.00	الحديد 1.64 كو 1.70 ني 1.75
	نحاس 1.75 روبية 0.89	زد 1.66 ر.س 0.99.000	Ga 1.82	جنرال الكتريك 2.02	كـ 2.20	Se2.48	Br2.74	كرونة

هناك طرق أخرى لتعريف الكهربية. لذلك ، فإن الأول والأكثر شهرة هو مقياس L.Puling ، الذي تم الحصول عليه من البيانات الحرارية الكيميائية وتم اقتراحه في عام 1932. تم أخذ قيمة الكهربية الكهربية لأكثر عنصر فلور كهربائيًا ، (F) = 4.0 (الجدول 3.2) بشكل تعسفي كمرجع نقطة في هذا المقياس.

الجدول 3.2

كهرسلبية الذرات
في حالات أكسدة بولينج المستقرة

فترة	مجموعات العناصر
أنا	ثانيًا	ثالثا	رابعا	الخامس	السادس	سابعا	ثامنا
	H 2.1							هو
	Li 1.0.0 تحديث	كن 1.5	B2.0	ج 2.5	N 3.0	يا 3.5	F4.0	ني
	Na 0.9	ملغ 1.2	آل 1.5	سي 1.8	ص 2.1	ق 2.5	Cl 3.0	أر
	ك 0.8	كاليفورنيا 1.0	Sc 1.3	تي 1.5	الإصدار 1.6	1.6 كر	مينيسوتا 1.5	Fe 1.8 كو 1.8 نيكل 1.8
	النحاس 1.9 روبية 0.8	زد 1.6 ريال 1.0.0 تحديث	Ga 1.6	جي 1.8	2.0	Se 2.4	BR2.8	كرونة

تزداد الكهربية لعناصر النظام الدوري ، كقاعدة عامة ، بالتتابع من اليسار إلى اليمين في كل فترة. داخل كل مجموعة ، مع استثناءات قليلة ، تتناقص الكهربية باستمرار من أعلى إلى أسفل. تستخدم الكهربية لتوصيف الرابطة الكيميائية. كلما زاد الاختلاف في الكهربية للذرات التي تشكل رابطة كيميائية ، زادت درجة أيونية هذه الرابطة. يمكن اعتبار الروابط ذات الاختلاف في الكهربية للذرات أكبر من 2.1 أيونية بحتة (وفقًا لمصادر علمية أخرى ، تتوافق الرابطة الأيونية بنسبة 50 ٪ مع اختلاف في الكهربية للذرات يساوي 1.7).
يشار إلى الروابط ذات الاختلاف الأصغر في الكهربية للذرات بالروابط التساهمية القطبية. كلما قل الاختلاف في الكهربية للذرات التي تشكل رابطة كيميائية ، انخفضت درجة الأيونية لهذه الرابطة. يشير الاختلاف الصفري في كهرسلبية الذرات إلى عدم وجود شخصية أيونية في الرابطة التي تشكلها ، أي التساهم الصافي.
يبدو أن كهرسلبية الذرة تعتمد أيضًا على درجة تأكسدها. لذلك ، بالنسبة لثلاثة أكاسيد الكروم: ، ، - هناك تغيير في طابعها من القاعدة (CrO) إلى التذبذب (Cr 2 O 3) إلى الحمضية (CrO 3). نفس العنصر - الكروم - في CrO يتصرف مثل المعدن النموذجي ، في Cr 2 O 3 - مثل المعدن المذبذب ، وفي CrO 3 - مثل المعدن العادي غير المعدني.
عند تجميع الصيغ الكيميائية للمركبات ، يجب أن يؤخذ في الاعتبار أنه يتم وضع المزيد من العناصر الكهربية على اليمين ، على سبيل المثال ، H 2 S ، OF 2 ، SCl 2 O ، Br 3 N ، SiBr 2 F 2.