أساسيات السالبية الكهربية إيجاد نوع الروابط باستخدام السالبية الكهربية حساب السالبية الكهربية بنظام موليكن
لتتمكّن من فهم مبدأ السالبية الكهربية، فمن المهم أوّلًا أن تفهم ماذا تعني "رابطة كيميائية". عندما تكون ذرتان في جزيء "مرتبطتين" ببعضهما في مخطّط جزيئي، نقول أنه يوجد رابطة كيميائية بين هاتين الذرتين. يعني ذلك أنهما يتشاركان بزوج من الإلكرونات، حيث تساهم كل ذرّة بإلكترون واحد في الرابطة. الأسباب الحقيقية وراء قيام الذرات بمشاركة الإلكترونات وتكوين الرابطة خارج نطاق هذه المقالة. إذا رغبت بمعرفة المزيد حول هذا الشأن، تصفح هذه المقالة عن مبادئ الرابطة الكيميائية أو تصفح المقالات المشابهة التي تتحدث عن الرابطة الكيميائية على ويكي هاو. عندما تقوم ذرتان بمشاركة مجموعة إلكترونات في رابطة، لا تتم تلك المشاركة دائمًا بشكل متساوٍ. إذا كان لإحدى هاتين الذرتين سالبيّة كهربية أعلى من الذرة الأخرى المرتبطة بها، فإنّها تسحب زوج الإلكترونات تجاهها بشكل أكبر. قد تقوم ذرة سالبتها الكهربية عالية جدًا بسحب إلكترونات الرابطة كلّيًا تجاهها، وتقوم بالكاد بمشاركة تلك الإلكترونات مع الذرة الأخرى. على سبيل المثال، في جزيء NaCl (كلوريد الصوديوم)، لذرة الكلور سالبية كهربية عالية إلى حد ما بينما ذرة الصوديوم لها سالية كهربية ضعيفة نسبيًا. لذلك سيتم سحب الإلكترونات "تجاه أيون الكلور" و"بعيدًا عن الصوديوم". تُرتب العناصر في جدول السالبية الكهربية بنفس ترتيب الجدول الدوري، باستثناء أنّ كل ذرة تمّ إلحاق قيمة سالبيتها الكهربية معها. يمكن العثور على هذا الجدول في العديد من المراجع والمقالات العلمية وكذلك عبر الإنترنت.  اضغط هنا لتصفح  جدول سالبيّة كهربية ممتاز. لاحظ أن ذلك الجدول يستخدم مقياس بولينج للسالبيّة الكهربية، ويعد هذا المقياس هو الأكثر شيوعًا. لكن يوجد طرق أخرى لقياس السالبيّة الكهربية، سيتم توضيح إحدى تلك الطرق بالأسفل. إذا يتوفر جدول سالبيّة كهربية أمامك، فمازلت تستطيع تقدير قوة السالبيّة الكهربية لذرة ما مقارنةً بالسالبيّة الكهربية لذرة عنصر آخر، بناءً على موقع هاتين الذرّتين في جدول دوري عادي، لكنك لن تتمكّن حينها من حساب قيمة عدديّة للسالبية الكهربية. تمكنك هذه الطريقة فقط من إيجاد فرق السالبية بين ذرات عنصرين مختلفين. كقاعدة عامّة:  تصبح قيمة السالبيّة الكهربيّة "أعلى" عندما تتحرك باتجاه "اليمين" في الجدول الدوري. تصبح قيمة السالبيّة الكهربيّة "أعلى" عندما تتحرك إلى "الأعلى" في الجدول الدوري. لذلك، تمتلك ذرات العناصر الموجودة في يمين قمة الجدول الدوري السالبية الكهربية الأعلى والذرات في يسار أسفل الجدول لها أقل القيم. على سبيل المثال، في جزيء NaCl بالأعلى، يمكنك القول بأنّ الكلور له سالبية كهربية أعلى من الصوديوم لأنّه يحتل موقعًا بأعلى يمين الجدول. ترى على الجانب الآخر الصوديوم بعيدًا باتجاه اليسار، مما يجعله واحدًا من أقل العناصر في السالبية الكهربية. عندما ترتبط ذرتان ببعضهما، يمكن للفرق بين قيم السالبية الكهربية لكل منها أن يخبرك عن نوع الرابطة الكيميائية بينهم. اطرح قيمة السالبية الكهربية الأصغر من الأكبر لتحسب الفرق. على سبيل المثال، إذا نظرنا لجزيء HF، سنطرح قيمة السالبية الكهربية للهيدروجين (2.1) من الفلور (4.0). 4.0 - 2.1 = 1.9 يتم مشاركة الإلكترونات في ذلك النوع بشكل متساوٍ تقريبًا. لا تتكوّن تلك الروابط داخل الجزيئات ذات فرق كبير في الشحنة بين ذراتها. يصعب كسر الروابط التساهمية غير القطبية. يرجع سبب ذلك أنّه عندما تتشارك الذرات الإلكترونات بشكل متساوٍ، تصبح الرابطة بينهم مستقرة وبالتالي تتطلب قدر كبير من الطاقة ليتم كسرها. على سبيل المثال، يحتوي جزيء الأكسجين O2 على نوع الرابطة هذه، حيث تمتلك ذرتا الأكسجين نفس السالبية الكهربية، وبالتالي فرق السالبية في تلك الرابطة يساوي صفر. تحتوي تلك الرابطة على إلكترونات بإحدى جانبي الرابطة أكثر من الجانب الآخر. يجعل ذلك الجزيء أعلى سالبية في الجانب ذي الإلكترونات الأكثر وأعلى قيمة موجبة في الجانب ذي الإلكترونات الأقل. تسمح الشحنة في هذه الرابطة للجزيء أن يشارك في بعض التفاعلات الكيميائية الخاصة، تمثّل بعض أمثلة تلك التفاعلات أن يقوم الجزيء بالإنضمام مع ذرة أخرى أو جزيء آخر أو يقوم بسحب جزيء ناحيته. يرجع ذلك لأنّ الجزيء ما زال نشيطًا كيميائيًّا بوجود تلك الشحنة الجزئية.  يمثّل جزيء الماء H2O مثالًا جيدًا لتلك الرابطة. ذرة الأكسجين O أكثر سالبيّة كهربيّة من ذرتي الهيدروجين الأخرتين، لذلك تقوم ذرة الأكسجين بجذب الإلكترونات باتجاهها بشكل أكبر لتتكوّن شحنة موجبة جزئية ناحية ذرة الأكسجين O وأخرى موجبة جزئيّة ناحية ذرتي الهيدروجين H. تكون الإلكترونات بشكل كامل في اتجاه واحد من الرابطة. تكتسب الذرة الأكبر سالبية كهربية شحنة سالبة بينما تكتسب الذرة الأقل سالبية كهربية شحنة موجبة. تسمح أنواع الروابط تلك لذراتها أن تتفاعل مع الذرات الأخرى وأن يتم جذبها بواسطة الجزيئات القطبية.  يعتبر NaCl (كلوريد الصوديوم أو ملح الطعام) مثالًا للرابطة الأيونية. يمتلك الكلور سالبية كهربية عالية لدرجة أنه يقوم بسحب إلكتروني الرابطة باتجاهه، تاركًا الصوديوم بشحنة موجبة. يمكن أن يتم كسر تلك الرابطة الأيونية من خلال جزيء قطبي مثل H2O (جزيء الماء). إذا نظرنا لجزيء الماء، نجد أن الهيدروجين يمثل الجانب الموجب من الجزيء، بينما جانب الأكسجين سالبًا الشحنة. عندما تذيب الملح في الماء، تقوم جزيئات الماء بتكسير جزيئات الملح. لو "وجدت" معدنًا في الرابطة، تصبح الرابطة "أيونية". لو كانت الرابطة تحتوي فقط على مركبات غير معدنية، فسيصبح نوع الرابطة "تساهمية قطبية".    تشمل المعادن معظم الذرات الموجودة في اليسار وفي المنتصف من الجدول الدوري. توضح هذه الصفحة ذرات عناصر المعادن.  يقع مثالنا HF في هذا النطاق. حيث أن كلًا من H وF ليسوا معادن، يحتوي ذلك المركب على رابطة "تساهمية قطبية". يختلف نظام موليكن لحساب السالبية الكهربية قليلًا عن جدول بولينج المستخدم بالأعلى. لتحسب السالبية الكهربية بنظام موليكن لذرة ما، أوجد طاقة التأين الأولى لتلك الذرة. تعرف طاقة التأين الأولى بأنها مقدار الطاقة اللازم للذرة لتفقد إلكترونًا واحدًا.  لتعرف طاقة التأين لذرة ما، ستحتاج أن تبحث عنها في كتب ومراجع الكيمياء. يحتوي هذا الموقع (اضغط هنا) على جدول جيد قد ترغب باستخدامه (انتقل للأسفل لتعثر عليه).  لنقل بأننا نحاول إيجاد السالبية الكهربية لليثيوم (Li). في الجدول الموجود بالموقع بالأعلى، سنرى أنّ طاقة تأينه الأولى تساوي 520 kJ/mol. يعرف ميل الإلكترون للذرة بأنّه مقياسًا لمقدار الطاقة المكتسبة عندما تتم إضافة إلكترون لذرة ما لتكوين أيون سالب. نذكرك مرةً أخرى أنه يجب البحث في كتب ومراجع الكيمياء لإيجاد مثل تلك القيم. يحتوي هذا الموقع على مصادر قد ترغب بتصفحها  يساوي الميل الإلكتروني لذرة الليثيوم  60 kJ mol-1. عندما تقوم باستخدام وحدات كيلوجول/مول ((KJ/mol للتعبير عن الطاقة، تكون صيغة قانون موليكن كالتالي: ENMulliken = (1.97×10−3)(Ei+Eea) + 0.19. عوّض بالقيم المتوفرة لديك في المعادلة لتوجد ENMulliken لو نظرنا إلى مثالِنا السابق، فسيكون الحل كالتالي:  ENMulliken = (1.97×10−3)(Ei+Eea) + 0.19 ENMulliken = (1.97×10−3)(520 + 60) + 0.19 ENMulliken = 1.143 + 0.19 = 1.333
افهم أن الروابط الكيميائية يتم تكوينها عندما تتشارك الذرات بالإلكترونات. افهم كيف تؤثّر السالبيّة الكهربية في الرابطة الكيميائية. استخدم جدول السالبية الكهربية كمرجع. تذكّر اتجاه زيادة ونقص السالبيّة الكهربيّة لتقوم ببعض التقديرات السهلة. احسب الفرق في السالبية الكهربية بين الذرتين. يصبح نوع الرابطة تساهمية غير قطبية إذا كان الفرق أقل من 0.5. تصبح الرابطة تساهمية قطبيّة إذا كان الفرق بين 0.5-1.6. تتكون الرابطة الأيونية إذا كان الفرق أكبر من 2. ابحث عن جزيء معدن بالمركب إذا كان الفرق بين 1.6-2.0. أوجد طاقة التأين الأولى للذرة. أوجد الميل الإلكتروني للذرة. حل معادلة موليكن للسالبية الكهربية.
https://www.wikihow.com/Calculate-Electronegativity https://www.wikihow.com/Calculate-Electronegativity https://www.wikihow.com/Calculate-Electronegativity
Electronegativity Basics Finding Bonds With Electronegativity Find the Mulliken Electronegativity