العوامل الإلكترونية التي تتحكم بالرابطة و التركيب البنائي

 

 

العوامل الإلكترونية التي تتحكم بالرابطة و التركيب البنائي

(الكيمياء العامة المستوى الاول – الكلية الجامعية بالجموم)

يتأثر الشكل البنائي و كذلك الرابطة في المركب على مدى قوة الذرات على جذب أو نفر الإلكترونات و علي المدارات الذرية المشغولة من قبل إلكترونات التكافؤ ، و أيضا على التجاذبات الإلكترونية بين الإلكترونات الحرة . فيما يلي بعض العوامل التي تؤثر على الشكل البنائي :

1 – شحنة النواة الفعالة

  • ذلك الجزء من شحنة النواة الذي تتأثر به الإلكترونات الخارجية .
  • إلكترونات الذرة الموجودة في مستوى الطاقة الأخير لا تتأثر بكل شحنة النواة الموجبة الناتجة عن البروتونات ، بل تتأثر بجزء أقل وذلك لوجود إلكترونات داخلية حاجبة تحجب تأثير البروتونات عن الإلكترونات الخارجية  مثال : الإلكترون الأخير في ذرة الصوديوم لا يتأثر بـ 11 بروتون وانما بجزء منها بسبب وجود 10 إلكترونات داخلية حاجبة.
  • تتغير شحنة النواة الفعالة حسب عدد أفلاك الإلكترونات و حسب بعد الإلكترونات عن النواة.

 

2 – طاقة التأين

  • – يرمز لها بالرمز I ، و هي أقل طاقة لازمة لإزالة الكترون من ذرة أو جزيء إلى مسافة ما بحيث لا يصبح هناك أي تجاذب كهرستاتيكي بين الأيون و الإلكترون.

يقاس جهد التأين بالفولت .

  • انتزاع إلكترون من الذرة و هي في الحالة الغازية أسهل من انتزاعه و الذرة في الحالة السائلة أو الصلبة
  • تختلف قيم طاقة التأين في الذرات عديدة الإلكترونات حيث نجد بأن قيمة طاقة التأين اللازمة لنزع الإلكترون الأول قليلة بينما تكون أكبر عند نزع الإلكترون الثاني و هكذا.
  • عند دراسة طاقات التأين يلاحظ ما يلي :

    1 – العناصر القلوية تمتلك أدنى قيمة تأين حيث يوجد إلكترون واحد فقط في مدارها الأخير بالإضافة إلى كبر حجمها .

    2 – للغازات النبيلة أكبر قيم لطاقات التأين نظرا لامتلاء أغلفتها بالإلكترونات و لصغر حجمها.

    3 – تزداد قيم طاقات التأين في الدورة الواحدة من اليسار إلى اليمين و السبب صعوبة نزع الإلكترون لزيادة قوى التجاذب بين الإلكترونات و النواة لصغر حجم الذرة عبر الدورة.

    4 – تقل قيم طاقات التأين في المجموعة الواحدة من الأعلى لأسفل لسهولة نزع إلكترون المدار الأخير لبعده عن النواة لكبر حجم الذرة عبر الدورة

3 – الألفة الإلكترونية

  • هي كمية الطاقة المنطلقة عندما يضاف إلكترون إلى ذرّة متعادلة ( في الحالة الغازية ) لتكون أيون مشحونا بشحنة سالبة.

 

M(g) + e− → M−(g) + Energy

  • الألفة الإلكترونية للعنصر هي مقياس  لميل ذلك العنصر للسلوك كعامل مؤكسد (مستقبل للإلكترون) و هي في العادة ترتبط مع طبيعة الروابط الكيميائية التي يشكلها العنصر مع العناصر الأخرى.
  • عند دراسة قيم الألفة الإلكترونية في الجدول الدوري يلاحظ ما يلي :

1 – تزداد الألفة الإلكترونية في الدورة الواحدة من اليسار إلى اليمين.

2 – تقل قيم الألفة الإلكترونية في المجموعة الواحدة من أعلى لأسفل .

3 – الهالوجينات لها أعلى ألفة إلكترونية ، و لكن يلاحظ عدم انتظام في قيم الألفة الإلكترونية من اليود إلى الفلور .

4 – الكهروسالبية

  • تعرف الكهروسالبية بأنها قدرة الذرات على جذب إلكترونات الرابطة بصورة أكبر نحوها.
  • تزداد قيم الكهرسالبية كلما اتجهنا في الجدول الدوري إلى اليسار إلى اليمين بسبب زيادة الشحنة الموجبة (العدد الذري) فتزداد قوة الجذب عند الذرة .
  • إذا انتقلنا من أعلى إلى أسفل في الجدول الدوري نلاحظ نقصان في قيم الكهرسالبية ، وذلك بسبب زيادة مستويات الطاقة فتقل قوة الجذب عند الذرة وتقل الكهرسالبية.
  • و يمكن من خلال الكهرسالبية تحديد نوع الرابطة فإذا كان الفرق في الكهرسالبية عالياً تكون الرابطة أيونية أو تساهمية قطبية و ذلك حسب نوع العناصر الداخلة في تركيب المركب .
  • إذا كانت بين فلز ولا فلز تكون أيونية وإذا كانت بين لا فلز و لا فلز تكون تساهمية قطبية .
  • إذا كان الفرق في الكهرسالبية يساوي صفر، فهي رابطة تساهمية غير قطبية وتكون بين نحو متشابه من الذرات مثل Cl  و Cl  يعني Cl2 .

 

 

 

مقالات قد تفيدك :

أضف تعليق

كلمات دليلية: , , , , , , , , , , , ,