الكهروسالبية والقطبية لتحديد نوع الرابطة

مقدمة:

يعتمد نوع الرابطة التي تتكون اثناء التفاعل على مقدار الميل الإلكتروني وكذا مقياس ميل أي ذرة وقابليتها لاستقبال أو جذب زوج من الإلكترونات، كما ان قيمة السالبية الكهربية يزداد بزيادة العدد الذري في الدورة الواحدة أي يزداد من يسار الجدول الدوري الى يمينة، ويقل بزيادة العدد الذري في المجموعة الواحدة أي يقل من أعلى الى اسفل الجدول الدوري.

المقياس الأكثر استخداما هو مقياس بولينج، فقد تم تعيين قيمة 4.0 لذرة الفلور (العنصر الأكثر سالبيه كهربية).

القيم الأقل سالبيه للعناصر مثل ذرات السيزيوم والفرنسيوم تم تحديد قيمتها عند 0.7 على ذات المقياس، وتساعد قيم الكهروسالبية للعناصر على حساب الميل الإلكتروني لبعض الذرات في المركبات الكيميائية، كما انه يمكن تحديد وتصنيف نوع الرابطة الكيميائية مثلاً (أيونية ، تساهمية ، تساهمية قطبية ، تساهمية غير قطبية) بالاعتماد على قيم فرق السالبية الكهربية ، والفرق بين هذه الروابط هو كيف يتم ترتيب الإلكترونات الموجودة في الرابطة.

هنا يجدر الاشارة الى ان جدول قيم الكهروسالبية لعناصر الجدول الدوري لا يتضمن قيم كهروسالبية الغازات النبيلة (الهيليوم ، النيون ، الآرجون ...إلخ)  لماذا؟

لأن الغازات النبيلة لا تتفاعل في الغالب مع العناصر الأخرى ولا تميل الى تكوين مركبات.

أنواع الروابط الكيميائية حسب قيم الكهروسالبية:

- الرابطة الأيونية:

هي الرابطة التي تنشأ بين ذرتين مختلفتان في المقدرة على كسب أو فقد الإلكترونات وتكون بين أيوني هاتين الذرتين أيون موجب والآخر أيون سالب الشحنة فتنشأ نتيجة لذلك قوة جذب كهربائي بينهما. تختلف نسبة الأيونات المفقودة والمكتسبة بين الأيونات المرتبطة برابطة أيونية فمثلا تحتاج ذرة الأكسجين (1s²,2s²,2p⁴) لأيونين من البوتاسيوم لأن المدار الأخير للأكسجين (مدار2s,2p) يحتاج لإلكترونين حتى يصل الى حالة الاستقرار أي ثمانية إلكترونات (⁶2s²,2p).

وتحدث الرابطة الأيونية عادةً بين الفلزات (ذات طاقة التأين المنخفضة والتي تميل لفقد الإلكترونات) مع اللافلزات (ذات الألفة الإلكترونية المرتفعة والتي تميل لاكتساب الالكترونات).

مثلاً يرتبط أيون الصوديوم ⁺Na بأيون الكلور ^-Cl في مركب كلوريد الصوديوم برابطة أيونية.

Na + Cl → Na⁺ + Cl⁻ → NaCl

فعنصر الصوديوم في هذه الحالة يفقد الكترون واحد من مستوى تكافؤه ليصبح أيون موجب أحادي (شحنة موجبة كاملة) ويصبح ذو توزيع إلكتروني مشابه للتوزيع الإلكتروني للغاز الخامل الذي قبله (النيون)

Na⁺ / 1S² 2S² 2P⁶

في حين ان عنصر الكلور يكتسب الكترون واحد في مستوى تكافؤه ليصبح أيون سالب (شحنة سالبة كاملة) ذو تركيب إلكتروني مشابه لتركيب الغاز الخامل الذي بعده (الارجون).

Cl^- / 1S² 2S² 2P⁶ 3S² 3P⁶

والحقيقة أن شرح هذه المثال السابق للارتباط الايوني يعتبر الى حد ما وصفي للتبسيط وغير دقيق عملياً ، إذ انه لا توجد جزيئات مستقلة في المركبات الأيونية بل انها تتواجد على شكل تجمع أيوني يعرف بالأشكال بلورية بحيث يكون ان كل أيون ذو شحنة معينة يكون محاطاً بعدد من الأيونات ذو الشحنة المخالفة. (سيتم شرح ذلك بشكل أكثر تفصيلاً في مقالات منفصلة لكل نوع من أنواع الروابط الكيميائية)

- الرابطة التساهمية:

هي أحد أشكال الترابط الكيميائي وتتميز بمساهمة زوج أو أكثر من الإلكترونات بين الذرات المرتبطة، مما ينتج عنه تجاذب جانبي يعمل على تماسك الجزيء الناتج ، وتميل الذرات للمساهمة أو المشاركة بإلكتروناتها بالطريقة التي تجعل غلافها الإلكتروني ممتلئ ، وهذه الرابطة دائما أقوى من القوى بين الجزيئات مثل الرابطة الهيدروجينية.

تحدث الرابطة التساهمية غالبا بين الذرات التي لها سالبية كهربية متماثلة (عالية)، حيث أنه تلزم طاقة كبيرة لتحريك إلكترون من الذرة.

الرابطة التساهمية غالبا ما تحدث بين اللافلزات، بينما تكون الرابطة الأيونية أكثر شيوعا بين الذرات الفلزية مع الذرات اللافلزية.

تميل الرابطة التساهمية لأن تكون أقوى من أنواع الروابط الأخرى، مثل الرابطة الأيونية. وبعكس الرابطة الأيونية، حيث ترتبط الأيونات بقوى كهربية ساكنة وغير موجهة، وعلى عكس ذلك فإن الرابطة التساهمية تكون عالية التوجيه. وكنتيجة لذلك فإن الجزيئات المرتبطة تساهميا تميل لأن تتكون في أشكال مميزة.

الرابطة التساهمية القطبية: هي رابطة تنشأ عندما لا يكون هناك توزيع للزوج الإلكتروني بين الذرتين المرتبطتين بشكل متساوي.

الرابطة التساهمية غير القطبية: رابطة تنشأ عندما يكون هناك توزيع للزوج الإلكتروني بين الذرتين المرتبطتين بشكل متساوي.

تتكون الروابط التساهمية القطبية نتيجة عدم جذب الذرات للإلكترونات الرابطة المشتركة بينها بالقوة نفسها فيتم تسحب أزواج الرابطة التساهمية القطبية باتجاه الذرة ذات الكهروسالبية العالية فتصبح بذلك ذات شحنة جزئية سالبة (δ-) وتصبح الذرة الأخرى الأقل سالبية كهربائية مشحونة بالشحنة الجزئية الموجبة (δ+) وتعرف الرابطة الناتجة بثنائية القطب أي (ذات القطبين).

إذاً ما هو الفرق بين الجزيء القطبي والجزيء الغير قطبي؟

الجزيء القطبي ينجذب للمجال الكهربائي (لماذا؟) وذلك بسبب وجود شحنات جزئية عند أطرافها مما يجعل الكثافة الإلكترونية غير متساوية عند الطرفين، بينما الجزيء الغير قطبي لا ينجذب للمجال الكهربائي.

وهنا يجب أن نضيف ملاحظات مهمة:

- ان وجود الرابطة التساهمية القطبية في الجزيء لا تعني ان الجزيء قطبي، بل إن الجزيئات الغير متماثلة تكون قطبية إذا كانت الروابط فيها تساهمية قطبية، والجزيئات المتماثلة تكون جزيئات غير قطبية حتى وإن كانت الروابط بينها تساهمية قطبية.

- الجزيئات القطبية والمركبات الأيونية قابلة للذوبان في المذيبات القطبية ، بينما الجزيئات الغير قطبية تذوب فقط في المذيبات الغير قطبية، (قاعدة المذيبات تذيب أشباهها).

ماذا يحدث إذا تم ربط ذرتان متساويتان كهربائياً معا؟

ليكن لدينا رابطة بين ذرتين A و B وكل ذرة يمكن لها ان تشكل روابط أخرى، إذا كانت الذرات متساوية كهربياً فلكلاهما (أي الذرتين) نفس الميل لجذب زوج الإلكترونات المترابط، وهكذا يمكن العثور عليه في المنتصف بين الذرتين، وللحصول على مثل هذه الرابطة يجب أن تكون A و B عادة هي نفس الذرة، نجد هذا النوع من الروابط على سبيل المثال بين جزيئات H₂ أو Cl₂ وهي ما تعرف بالروابط التساهمية الغير قطبية.

إذاً وبشكل اكثر تفصيلاً فالرابطة القطبية هي رابطة تساهمية بين ذرتين تتوزع فيها الإلكترونات التي تشكل الرابطة بشكل غير متساوي، وهذا يتسبب في حصول الجزيء على لحظات ثنائية القطبية طفيفة حيث يكون أحد الطرفين موجبا قليلا والآخر سلبي قليلا، وتكون شحنة الأقطاب الثنائية الكهربائية أقل من شحنة وحدة كاملة، لذلك يتم اعتبارها شحنة جزئية ويرمز إليها بواسطة دلتا موجب (δ+) ودلتا سالب (δ-)، ونظرا لفصل الشحنات الموجبة والسالبة في الرابطة تتفاعل الجزيئات ذات الروابط التساهمية القطبية مع ثنائي القطب في الجزيئات الأخرى، وينتج عن ذلك قوى الجزيئات ثنائية القطب بين تلك الجزيئات، فإذا كانت الذرة B أعلى كهروسالبية من الذرة A يتم سحب زوج الإلكترون مباشرة إلى قرب الذرة B والعكس صحيح، ويكون في هذه الحالة للذرة A السيطرة على إلكترونها المشارك، بينما للذرة B السيطرة الكاملة على كل الإلكترونات المشتركة بتكوين الرابطة بحكم سالبيتها الكهربية الأعلى من الذرة الاخرى.

الجزيئات ذات الروابط التساهمية القطبية:

على سبيل المثال "الماء" (H₂O) هو جزيء مستقطب أي قطبي، قيمة الكهربية للأكسجين هي 3.44 بمقياس بولينج في حين أن الكهربية للهيدروجين هي 2.20، ويؤدي عدم المساواة في توزيع الإلكترون إلى الشكل المنحني للجزيء، يشمل جانب ذرة الأكسجين في الجزيء على شحنة سالبة صافية، في حين أن ذرات الهيدروجين في الجوانب الاخرى تحمل شحنة موجبة صافية، وفلوريد الهيدروجين (HF) هو مثال آخر على جزيء له رابطة تساهمية قطبية، كما اشرنا سابقاً ان الفلور هو أكثر الذرات كهروسالبية وبالتالي فإن الإلكترونات الموجودة في الرابطة ترتبط بشكل وثيق مع ذرة الفلور أكثر من ذرة الهيدروجين .

إذاً نستنتج أن ثنائي القطب يتشكل مع وجود جانب له سالبية كهربية أعلى وجانب أقل سالبية كهربية، وبالعودة الى مركب فلوريد الهيدروجين يتضح أن شكلة الهندسي "خطي" وذلك بسبب وجود ذرتين متصلتين فقط برابطة تساهمية قطبية واحدة بالإضافة الى ثلاثة أزواج من الالكترونات حول ذرة الفلور غير مرتبطة لذلك لا يمكن إجراء أو اقتراح أي هندسة أخرى.

ومثال اخر جزيء الأمونيا (NH₃) فهو يحتوي على روابط تساهمية قطبية بين ذرة النيتروجين والثلاثة الذرات المرتبطة من الهيدروجين. يعتبر هذا الجزيء ثنائي القطب بحيث تكون ذرة النيتروجين مشحونة بشكل أكبر من ذرات الهيدروجين الثلاثة، فترتكز الشحنة في جانب واحد أي جانب ذرة النيتروجين مع شحنة موجبة جزيئية متوزعة على جوانب ذرات الهيدروجين المتصلة.

أما بالنسبة للجزيئات ذات الروابط التساهمية الغير قطبية:

على سبيل المثال جزيء الميثان (CH₄) كنا قد اشرنا الى ان الروابط التساهمية الغير قطبية تحدث عادةً بين الجزيئات المتساوية بقيم السالبية الكهربية والتي عادةً ما تكون عبارة عن عناصر متماثلة مثل جزيئات H₂ أو Cl₂، إلا ان الروابط التساهمية الغير قطبية تحدث ايضاً في الذرات التي قد يصل فارق السالبية الكهربية بينها إلى قيمة أقل من (0.4)، وهنا تجدر الاشارة الى ان السالبية الكهربية لذرة الكربون تبلغ قيمتها 2.44 بمقياس بولينج، بينما السالبية الكهربية لذرة الهيدروجين تبلغ قيمتها 2.20 بذات المقياس، وهذا يعني أن الفارق بين قيم السالبية الكهربية بينهما أقل من (0.4) مما يعني أن الفارق بينهما ضئيل جداً بقيم السالبية الكهربية مما يجعلهما اقرب لأن تكون متساوية، ونتيجة لذلك ينشأ توزيع للزوج الإلكتروني بين ذرة الكربون وذرات الهيدروجين الاربعة بشكل متساوي، أي ان لكلا الذرتين (الكربون والهيدروجين) نفس الميل لجذب زوج الإلكترونات المرتبط، ولهذا يمكن العثور عليه في المنتصف بين الذرتين.

خصائص الكهروسالبية:

ان التنوع الواسع والكبير في طرق حساب السلبية الإلكترونية والتي جميعها (أي طرق حساب السلبية الإلكترونية) في الاساس تعطي نتائج مترابطة جيداً مع بعضها البعض، تعد أحد المؤشرات لعدد من الخصائص الكيميائية التي قد تتأثر بالقدرة الإلكترونية الكهربية، كما إن التطبيق الأكثر وضوحا للمنح الإلكتروني هو في مناقشة قطبية الأقطاب التي تستند إليها، والتي كان "بولينج" قد قدم المفهوم من أجلها.

بشكل عام كلما زاد الفرق في الكهربية بين الذرتين زادت الرابطة القطبية التي سيتم تشكيلها بينهما (أي الذرتين)، ومع وجود الذرة ذو الكهربية الأعلى عند الطرف السلبي للثنائي القطب، قدم بولينج اقتراح  كمعادلة لربط "الطابع الأيوني" لتلك الروابط اعتماداً على الفرق في التناغم الإلكتروني للذرتين.

وهنا نشير كملاحظة (ضمن كيف تم حساب واقتراح قيم السالبية) إلى أنه وعلى الرغم من أن مفهوم بولينج الذي قدمة انخفض إلى حد ما، نتيجة لظهور العديد من الارتباطات بين ترددات التمدد بالأشعة تحت الحمراء لبعض السندات (أي قطبية الاقطاب التي تستند إليها الذرات لقدرتها على جذب الالكترونات إليها) وبين السلبيات الكهربائية للذرات المعنية بالرابطة، إلا ان ذلك لم يثر الدهشة بسبب أن ترددات التمدد المذكور تعتمد بشكل جزئي على قوة الرابطة، والتي تدخل اساساً في حسابات بولينج الإلكترونية، والأمر الأكثر إقناعا في ذلك هي الارتباطات بين النبضة الكهربية والتحولات الكيميائية في مطيافية الرنين المغناطيسي النووي أو تحولات الأيزومر في مطيافية موسباور، ويعتمد كلا القياسين على كثافة الإلكترون في النواة لذا فهي إشارة جيدة إلى أن المقاييس المختلفة للقدرة الكهربية تصف فعلا "قدرة الذرة في الجزيء على جذب الإلكترونات لنفسها".

العناصر التي تشكل سندات قطبية (اقطاب):

تتشكل الروابط التساهمية القطبية بين ذرتين غير معدنيتين (أي لهما سالبية كهربية عالية) وتكون تلك السالبية الكهربائية لكلا الذرتين مختلفة عن بعضهما البعض، ونظرا لأن قيم السالبية الكهربية لهما مختلفة قليلا، فإن زوج إلكترونات الترابط لا يتم مشاركته بالتساوي بين الذرات.

ونلاحظ ان عادةً ما تتشكل الروابط التساهمية القطبية بين الهيدروجين وأي ذرات غير معدنية أخرى، على الرغم من ان قيمة السالبية الكهربية بين المعادن والفلزات كبيرة بحيث تتشكل بينها روابط أيونية، إلا أن للهيدروجين سالبية كهربية عالية (2.20) مقارنة مع مثيلاتها في نفس المجموعة يهيأ لها اسباب تكوين روابط تساهمية قطبية مع المعادن الاخرى.

ساندرسون والمعادلة الكهربية:

لاحظ ساندرسون العلاقة بين موليكين في الكهربية والحجم الذري، واقترح طريقة حسابية تعتمد على المعاملة بالمثل للحجم الذري مع معرفة أطوال الاقطاب، ويسمح نموذج ساندرسون بتقدير طاقات الاقطاب في مجموعة واسعة من المركبات، وتم استخدام نموذج ساندرسون أيضا لحساب الهندسة الجزيئية، وطاقة الإلكترونات وثوابت الدوران NMR وغيرها من المعالم للمركبات العضوية، ويرتكز هذا العمل على مفهوم المعادلة الكهربية، والذي يوحي بأن الإلكترونات توزع نفسها حول الجزيء لتقليل أو معادلة مولاكن الكهربية ، وهذا السلوك مشابه لمعادلة الإمكانات الكيميائية في الديناميكا الحرارية.

المراجع:

1- "Covalent bonding – Single bonds". chemguide. 2000. Retrieved 2012-02-05.

2- "Electron Sharing and Covalent Bonds". Department of Chemistry University of Oxford. Retrieved 2012-02-05.

3- "Chemical Bonds". Department of Physics and Astronomy, Georgia State University. Retrieved 2012-02-05.

4- ELECTRONEGATIVITYPolar Bond Definition and

5- Examples (Polar Covalent Bond)