الالفة الالكترونية ( EA) :-Electronic Affinity
كما ان طاقة التاين هي مقياس للطاقة اللازمة لحث الذرة على فقدان الكترون وتكوين ايون موجب . فان الالفة الالكترونية لذرة عنصر معين هي مقياس للطاقة المتحررة عند اتحاد ذرة غازية متعادلة الشحنة وهي في ادنى حالات الطاقة بالكترون واحد مولدا ايونا غازيا احادي الشحنة السالبة في ادنى حالات الطاقة أي انها ( مقدار الطاقة المنطلقة من الذرة المفردة وهي في حالتها الغازية عندما تكتسب إلكتروناً مكونةً أيوناً سالباً " )
بعض الذرات تجبر على إكتساب إلكترون بإعطائها طاقة فتكون أيون سالب . ولكنه فى هذه الحالة تكون غير مستقرة .
ان من السهولة ان نبين ان قبول الالكترونات من قبل العناصر اللافلزية النشطة هو تفاعل طارد للحرارة في البداية لكن سرعان ما تصبح الذرات مشبعة وتصل الى حالة الاستقرار . عند هذا الحد نجد ان أي زيادة في الالكترونات تؤدي الى تفاعل ماص للحرارة نظرا للقوى التنافرية بين الالكترون والايون السالب . وهكذا تكون الالفة الالكترونية للايونات السالبة الثنائية O2- . S2- موجبة الاشارة في مفهوم الثرموديناميك حيث ان عملية تكوين الايون O2- من ذرة الاوكسجين مثلا تكون على مرحلتين كما يلي
O(g) + e O-(g) EA1 = -142.3 Kj mol-1
O-(g) + e O2-(g) EA2 = +782 Kj mol-1
O(g) + 2e O2-(g ) EA = +639 Kj mol-1
سلوك الالفة الالكترونية في الجدول الدوري مشابة لسلوك طاقة التاين . فالالفة الالكترونية عالية للعناصر التي لها طاقة تاين عالية
يجب ان نذكر ان هناك شواذ فالالفة الالكترونية للكلور اعلى من الالفة للفلور حيث انه بالرغم من ان للفلور ميل عاليا لكسب الكترون لكنة يصبح مشبعا بسرعة نتيجة لصغر حجمة وزيادة التنافر الالكتروني
بشكل عام يكون تدرج الالفة الالكترونية لعناصر الجدول الدوري :
في الدورات الأفقية : يزداد الميل الإلكتروني بزيادة العدد الذري من اليسار إلى اليمين و السبب في ذلك يعود إلى صغر أنصاف الأقطار كلما اتجهنا من اليسار إلى اليمين ، مما يسهل للنواة جذب الإلكترون الجديد. ويشذ عن ذلك - البريليوم لأن مستوياته الفرعية ممتلئة فهو مستقر والنيتروجين لأن مستوياته الفرعية نصف ممتلئة فهو مستقر. -الغازات الخاملة لها ميل إلكتروني منخفض بسبب ملء مستويات الطاقة
في المجموعات الرأسية تقل الالفة الالكترونية في المجموعة الواحدة بزيادة العدد الذري من أعلى إلى أسفل .
و السبب يعود إلى التزايد في نصف قطر الذرة كلما اتجهنا من أعلى إلى أسفل ، مما يجعل الإلكترونات في المستوى الأخير بعيدة نسبياً عن مركز الجذب في النواة ، و لذلك تضعف قدرة الذرة على جذب الإلكترون الجديد ويشذ عن ذلك الفلور والكلور - فالفلور له ميل إلكتروني اقل من الكلور بسبب صغر نصف قطره لذلك فإن إضافة إلكترون جديد يعاني من تنافر كبير.
ملاحظات هامة :
1- العملية العكسية للالفة الألكترونية هي طاقة التأين ( جهد التأين ) .
2-. الكلور له أعلى الفة الكترونية بين العناصر حيث يعتبر الكلور أقوى العناصر التي يمكن أن تقوم بالهجوم على الإلكترونات واقتناصها بينما الرادون أضعفها .
3- الفة الألكترونية لللافلزات أكبر من الفلزات.
4- الغازات النبيلة تعتبر استثناء حيث تكون قيمة الالفة الألكترونية لها موجبة .وتكون قليلة جدا ويكون لأن مستوى الطاقة الخارجي لها مكتمل . وإذا أرغمت على إكتساب إلكترون يكون ذلك بامتصاصها كمية طاقة كبيرة . ولكن لا تلبث أن تفقد هذا الإلكترون لأنها تكون غير مستقرة فى هذه الحالة .
قيم الالفة الالكترونية :-
أ - متى تكون قيم الالفة الألكترونىة صغيرة ؟
تكون قيمة الالفة الألكترونىة أصغر مايمكن عندما تكون العناصر مستقره وإذا دخل عليها أي إلكترون يخرجها من هذا الاستقرار فمثلا" العناصر الخاملة أو النبيلة يكون الميل الألكترونى بها أقل مايمكن نظرا" لنظامها الألكترونى المستقروكذلك كلا" من البريليوم والماغنسيوم والفوسفور والنيتروجين يقل الالفة الألكترونىة لهما عما هو متوقع أن يكون عليه ، حيث يكون المستوى الفرعي ممتلئ في كلا" من الماغنسيوم والبريليوم ونصف ممتلئ في النيتروجين والفوسفور ويمكننا تلخيص ذلك كالتالي :
1- إذا كان العنصر مستقر (مستوى الطاقة الأساسي الأخير مكتمل كما في العناصر الخاملة ) فأنها تكون أقل الفة الكترونية
2- إذا كان مستوى الطاقة الفرعي الأخير ممتلئ أو نصف ممتلئ فتميل الذرة إلى الاستقرار نسبياً فيكون الالفة الالكترونية أقل من المتوقع بالنسبة لمكانه في الدورة .
ملحوظة هامة : نقص قوة جذب النواة للإلكترونات مما يصعب من اكتسابها للإلكترونات وبذلك تتميز الفلزات ذات لأحجام الكبيرة بصغر ميلها الإلكتروني
ب - متى تكون قيم الالفة الالكترونية كبيرة ؟
تكون قيم الميل الالكتروني كبيرة عندما يعمل الإلكترون المكتسب على ملء مستوى الطاقة الأخير أو يجعل مستوى الطاقة الفرعي ممتلئ أو نصف ممتلئ .
السالبية الكهربائية (EN) :-Electronegativity عرف باولنك السالبية الكهربائية على انها مقياس لقدرة ذرة في جزيئة على جذب الالكترونات نحوها في اصرة كيميائية . مثلا كلوريد الصوديوم NaCl ونتيجة لكون السالبية الكهربائية (EN) عالية لذرة الكلور والسالبية الكهربائية (EN) واطئة لذرة الصوديوم ينتقل الكترون واحد كليا من ذرة الصوديوم الى ذرة الكلور لتكوين جزيئة كلوريد الصوديوم.
تعتمد نوعية الاصرة المتكونة إعتمادا كبيرا على الفرق فى السالبية الكهربية بين الذرات الداخلة فيها . وتقوم الذرات المتشابهة فى السالبية الكهربية " بسحب " الإلكترونات من بعضها البعض والذى يرجع لما يسمة " مشاركة " وتكون اصرة تساهمية . ولكن لو كان هذا الفرق كبير سينتقل الإلكترون إلى أحد الذرات وتتكون اصرة أيونية . إضافة إلى ذلك فى حالة أن أحد الذرات تقوم بسحب الإلكترونات بقوة أكبر قليلا من الأخرى فإنه تتكون اصرة تساهمية قطبية .
لكن في جزيئة مثل جزيئة حامض الهيدروكلوريك HCl التي تتوسط الطرف بين الاواصر التساهمية والاواصر الايونية بحيث لا يمكن وصفها بما فيه الكفاية باي من الصنفين كما يلي
H Cl H+ Cl-
الكترونات التاصر جميعها على ذرة الكلور يشترك زوج الالكترونات التاصري بالتساوي بين الذرتين
لذلك فان فهم هذا النوع من الاواصر يتم بإدخال مفهوم السالبية الكهربائية فلذرة الكلور (Cl) سالبية كهربائية اعلى من السالبية الكهربائية لذرة الهيدروجين (H) ولهذا تحمل شحنة سالبة جزئية .حيث يمكن تمثيلها كما يلي
H?+ Cl?-
تتغير السالبية الكهربائية في الجدول الدوري كما يلي
1- تزداد السالبية الكهربائية بازدياد العدد الذري في الدورة الواحدة
2- تقل السالبية الكهربائية بازدياد العدد الذري في المجموعة الواحدة
هنالك بعض الانحرافات في الخواص فمثلا عناصر الدورة الثانية لها من الخواص مايقربها اكثر الى عناصر الدورة الثالثة في الزمرة الي تلي زمرة الذرة التي في الدورة الثانية وهذا مايعرف بالعلاقة القطرية، فالكاربون اقرب الى الفسفور منه الى السليكون، والبورون اقرب الى السليكون منه الى الالمنيوم والبريليوم اقرب الى الالمنيوم منه الى المغنيسيوم.
من هذه الاختلافات مثلا قوة جذب الالكترونات فمثلا الفلور اكثر فعالية من الكلور والبروم واليود لكن الليثيوم اقل فعالية من بقية عناصر زمرته، ان صعوبة استقطاب ايون الليثيوم وصغر حجمه وسالبيته الكهربائية الضعيفة بالنسبة لعناصر زمرته تجعل بعض مركباته غير ثابته بالقياس الى المركبات المتكونه مع عناصر زمرته فمثلا
2LiOH (heat) =Li2O + H2O
NaOH (heat) = N. R
وتنعكس الحالة مع ايون الهيدريد H- لسهولة استقطاب هذا الايون من قبل ايون الليثيوم، فانهما يكونان اصرة تغلب عليها الصفة التساهمية والمركب الناتج المتكون يكون اكثر ثبات من مركبات باقي ايونات عناصر الزمرة الاولى مع ايون الهيدريد فمثلا
LiH (heat)=N. R. 2NaH (heat)= 2Na + H2
عموما فان الذرات الصغيرة وخاصة الذرات التي تمتلك مستويات طاقية خارجية ممتلئة تقريبا تجتذب الكترونات بسهولة اكبر من الذرات الاكبر ولهذا فهيه تميل الى امتلاك قيم عالية للسالبية الكهربائية .
لا يمكن اعطاء قياسات دقيقة للسالبية الكهربائية للعنصر نظرا لأنها تخص الذرات ضمن الجزيئات ولا تخص الذرات المعزولة , لقد كان هناك محاولات عديدة لمعرفة السالبية الكهربائية منها .
1- طريقة مليكان
2- طريقة باولنك
كما ان طاقة التاين هي مقياس للطاقة اللازمة لحث الذرة على فقدان الكترون وتكوين ايون موجب . فان الالفة الالكترونية لذرة عنصر معين هي مقياس للطاقة المتحررة عند اتحاد ذرة غازية متعادلة الشحنة وهي في ادنى حالات الطاقة بالكترون واحد مولدا ايونا غازيا احادي الشحنة السالبة في ادنى حالات الطاقة أي انها ( مقدار الطاقة المنطلقة من الذرة المفردة وهي في حالتها الغازية عندما تكتسب إلكتروناً مكونةً أيوناً سالباً " )
بعض الذرات تجبر على إكتساب إلكترون بإعطائها طاقة فتكون أيون سالب . ولكنه فى هذه الحالة تكون غير مستقرة .
ان من السهولة ان نبين ان قبول الالكترونات من قبل العناصر اللافلزية النشطة هو تفاعل طارد للحرارة في البداية لكن سرعان ما تصبح الذرات مشبعة وتصل الى حالة الاستقرار . عند هذا الحد نجد ان أي زيادة في الالكترونات تؤدي الى تفاعل ماص للحرارة نظرا للقوى التنافرية بين الالكترون والايون السالب . وهكذا تكون الالفة الالكترونية للايونات السالبة الثنائية O2- . S2- موجبة الاشارة في مفهوم الثرموديناميك حيث ان عملية تكوين الايون O2- من ذرة الاوكسجين مثلا تكون على مرحلتين كما يلي
O(g) + e O-(g) EA1 = -142.3 Kj mol-1
O-(g) + e O2-(g) EA2 = +782 Kj mol-1
O(g) + 2e O2-(g ) EA = +639 Kj mol-1
سلوك الالفة الالكترونية في الجدول الدوري مشابة لسلوك طاقة التاين . فالالفة الالكترونية عالية للعناصر التي لها طاقة تاين عالية
يجب ان نذكر ان هناك شواذ فالالفة الالكترونية للكلور اعلى من الالفة للفلور حيث انه بالرغم من ان للفلور ميل عاليا لكسب الكترون لكنة يصبح مشبعا بسرعة نتيجة لصغر حجمة وزيادة التنافر الالكتروني
بشكل عام يكون تدرج الالفة الالكترونية لعناصر الجدول الدوري :
في الدورات الأفقية : يزداد الميل الإلكتروني بزيادة العدد الذري من اليسار إلى اليمين و السبب في ذلك يعود إلى صغر أنصاف الأقطار كلما اتجهنا من اليسار إلى اليمين ، مما يسهل للنواة جذب الإلكترون الجديد. ويشذ عن ذلك - البريليوم لأن مستوياته الفرعية ممتلئة فهو مستقر والنيتروجين لأن مستوياته الفرعية نصف ممتلئة فهو مستقر. -الغازات الخاملة لها ميل إلكتروني منخفض بسبب ملء مستويات الطاقة
في المجموعات الرأسية تقل الالفة الالكترونية في المجموعة الواحدة بزيادة العدد الذري من أعلى إلى أسفل .
و السبب يعود إلى التزايد في نصف قطر الذرة كلما اتجهنا من أعلى إلى أسفل ، مما يجعل الإلكترونات في المستوى الأخير بعيدة نسبياً عن مركز الجذب في النواة ، و لذلك تضعف قدرة الذرة على جذب الإلكترون الجديد ويشذ عن ذلك الفلور والكلور - فالفلور له ميل إلكتروني اقل من الكلور بسبب صغر نصف قطره لذلك فإن إضافة إلكترون جديد يعاني من تنافر كبير.
ملاحظات هامة :
1- العملية العكسية للالفة الألكترونية هي طاقة التأين ( جهد التأين ) .
2-. الكلور له أعلى الفة الكترونية بين العناصر حيث يعتبر الكلور أقوى العناصر التي يمكن أن تقوم بالهجوم على الإلكترونات واقتناصها بينما الرادون أضعفها .
3- الفة الألكترونية لللافلزات أكبر من الفلزات.
4- الغازات النبيلة تعتبر استثناء حيث تكون قيمة الالفة الألكترونية لها موجبة .وتكون قليلة جدا ويكون لأن مستوى الطاقة الخارجي لها مكتمل . وإذا أرغمت على إكتساب إلكترون يكون ذلك بامتصاصها كمية طاقة كبيرة . ولكن لا تلبث أن تفقد هذا الإلكترون لأنها تكون غير مستقرة فى هذه الحالة .
قيم الالفة الالكترونية :-
أ - متى تكون قيم الالفة الألكترونىة صغيرة ؟
تكون قيمة الالفة الألكترونىة أصغر مايمكن عندما تكون العناصر مستقره وإذا دخل عليها أي إلكترون يخرجها من هذا الاستقرار فمثلا" العناصر الخاملة أو النبيلة يكون الميل الألكترونى بها أقل مايمكن نظرا" لنظامها الألكترونى المستقروكذلك كلا" من البريليوم والماغنسيوم والفوسفور والنيتروجين يقل الالفة الألكترونىة لهما عما هو متوقع أن يكون عليه ، حيث يكون المستوى الفرعي ممتلئ في كلا" من الماغنسيوم والبريليوم ونصف ممتلئ في النيتروجين والفوسفور ويمكننا تلخيص ذلك كالتالي :
1- إذا كان العنصر مستقر (مستوى الطاقة الأساسي الأخير مكتمل كما في العناصر الخاملة ) فأنها تكون أقل الفة الكترونية
2- إذا كان مستوى الطاقة الفرعي الأخير ممتلئ أو نصف ممتلئ فتميل الذرة إلى الاستقرار نسبياً فيكون الالفة الالكترونية أقل من المتوقع بالنسبة لمكانه في الدورة .
ملحوظة هامة : نقص قوة جذب النواة للإلكترونات مما يصعب من اكتسابها للإلكترونات وبذلك تتميز الفلزات ذات لأحجام الكبيرة بصغر ميلها الإلكتروني
ب - متى تكون قيم الالفة الالكترونية كبيرة ؟
تكون قيم الميل الالكتروني كبيرة عندما يعمل الإلكترون المكتسب على ملء مستوى الطاقة الأخير أو يجعل مستوى الطاقة الفرعي ممتلئ أو نصف ممتلئ .
السالبية الكهربائية (EN) :-Electronegativity عرف باولنك السالبية الكهربائية على انها مقياس لقدرة ذرة في جزيئة على جذب الالكترونات نحوها في اصرة كيميائية . مثلا كلوريد الصوديوم NaCl ونتيجة لكون السالبية الكهربائية (EN) عالية لذرة الكلور والسالبية الكهربائية (EN) واطئة لذرة الصوديوم ينتقل الكترون واحد كليا من ذرة الصوديوم الى ذرة الكلور لتكوين جزيئة كلوريد الصوديوم.
تعتمد نوعية الاصرة المتكونة إعتمادا كبيرا على الفرق فى السالبية الكهربية بين الذرات الداخلة فيها . وتقوم الذرات المتشابهة فى السالبية الكهربية " بسحب " الإلكترونات من بعضها البعض والذى يرجع لما يسمة " مشاركة " وتكون اصرة تساهمية . ولكن لو كان هذا الفرق كبير سينتقل الإلكترون إلى أحد الذرات وتتكون اصرة أيونية . إضافة إلى ذلك فى حالة أن أحد الذرات تقوم بسحب الإلكترونات بقوة أكبر قليلا من الأخرى فإنه تتكون اصرة تساهمية قطبية .
لكن في جزيئة مثل جزيئة حامض الهيدروكلوريك HCl التي تتوسط الطرف بين الاواصر التساهمية والاواصر الايونية بحيث لا يمكن وصفها بما فيه الكفاية باي من الصنفين كما يلي
H Cl H+ Cl-
الكترونات التاصر جميعها على ذرة الكلور يشترك زوج الالكترونات التاصري بالتساوي بين الذرتين
لذلك فان فهم هذا النوع من الاواصر يتم بإدخال مفهوم السالبية الكهربائية فلذرة الكلور (Cl) سالبية كهربائية اعلى من السالبية الكهربائية لذرة الهيدروجين (H) ولهذا تحمل شحنة سالبة جزئية .حيث يمكن تمثيلها كما يلي
H?+ Cl?-
تتغير السالبية الكهربائية في الجدول الدوري كما يلي
1- تزداد السالبية الكهربائية بازدياد العدد الذري في الدورة الواحدة
2- تقل السالبية الكهربائية بازدياد العدد الذري في المجموعة الواحدة
هنالك بعض الانحرافات في الخواص فمثلا عناصر الدورة الثانية لها من الخواص مايقربها اكثر الى عناصر الدورة الثالثة في الزمرة الي تلي زمرة الذرة التي في الدورة الثانية وهذا مايعرف بالعلاقة القطرية، فالكاربون اقرب الى الفسفور منه الى السليكون، والبورون اقرب الى السليكون منه الى الالمنيوم والبريليوم اقرب الى الالمنيوم منه الى المغنيسيوم.
من هذه الاختلافات مثلا قوة جذب الالكترونات فمثلا الفلور اكثر فعالية من الكلور والبروم واليود لكن الليثيوم اقل فعالية من بقية عناصر زمرته، ان صعوبة استقطاب ايون الليثيوم وصغر حجمه وسالبيته الكهربائية الضعيفة بالنسبة لعناصر زمرته تجعل بعض مركباته غير ثابته بالقياس الى المركبات المتكونه مع عناصر زمرته فمثلا
2LiOH (heat) =Li2O + H2O
NaOH (heat) = N. R
وتنعكس الحالة مع ايون الهيدريد H- لسهولة استقطاب هذا الايون من قبل ايون الليثيوم، فانهما يكونان اصرة تغلب عليها الصفة التساهمية والمركب الناتج المتكون يكون اكثر ثبات من مركبات باقي ايونات عناصر الزمرة الاولى مع ايون الهيدريد فمثلا
LiH (heat)=N. R. 2NaH (heat)= 2Na + H2
عموما فان الذرات الصغيرة وخاصة الذرات التي تمتلك مستويات طاقية خارجية ممتلئة تقريبا تجتذب الكترونات بسهولة اكبر من الذرات الاكبر ولهذا فهيه تميل الى امتلاك قيم عالية للسالبية الكهربائية .
لا يمكن اعطاء قياسات دقيقة للسالبية الكهربائية للعنصر نظرا لأنها تخص الذرات ضمن الجزيئات ولا تخص الذرات المعزولة , لقد كان هناك محاولات عديدة لمعرفة السالبية الكهربائية منها .
1- طريقة مليكان
2- طريقة باولنك