قطبية الروابط، العزم ثنائي القطب، والنسبة الأيونية

قطبية الروابط

توفر القيمة المطلقة للاختلاف في الكهربية (ΔEN) لذرتين مترابطتين مقياساً تقريبياً للقطبية المتوقعة في الرابطة ، وبالتالي نوع الرابطة. عندما يكون الاختلاف صغيراً جداً أو صفراً ، تكون الرابطة تساهمية وغير قطبية. عندما تكون كبيرة ، تكون الرابطة قطبية تساهمية أو أيونية. القيم المطلقة للاختلافات الكهرسلبية بين الذرات في الروابط H–H, H–Cl, و Na–Cl هي 0 (غير قطبية) ، 0.9 (تساهمية قطبية) ، و 2.1 (أيونية)، على التوالي. 

تختلف درجة مشاركة الإلكترونات بين الذرات من متساوية تماماً (رابطة تساهمية نقية) إلى عدم تساويها مطلقاً (رابطة أيونية).

• على سبيل المثال، تمتلك ذرات H و F في HF فرقاً كهرسلبياً قدره 1.9 ، بينما يختلف اختلاف ذرات N و H في NH₃ بمقدار 0.9 ، إلا أن كلا المركبين يشكلان روابط تعتبر تساهمية قطبية.
• وبالمثل، فإن ذرات Na و Cl في NaCl لها فرق في الكهرسلبية يبلغ 2.1، ويوجد اختلاف في ذرات Mn و I في MnI₂ بمقدار 1.0، ومع ذلك فإن كلتا المادتين تشكلان مركبات أيونية.

أفضل دليل على الطابع التساهمي أو الأيوني للرابطة هو النظر في أنواع الذرات المعنية ومواقعها النسبية في الجدول الدوري.  

• الروابط بين اثنين من اللامعادن تساهمية بشكل عام.
• غالباً ما يكون الترابط بين المعدن واللامعادن أيونياً.

تحتوي بعض المركبات على كل من الروابط التساهمية والأيونية. الذرات في الأيونات متعددة الذرات ، مثل OH^–, NO₃⁻,  و NH₄⁺ ، يتم تجميعها معاً بواسطة روابط تساهمية قطبية. ومع ذلك، فإن هذه الأيونات متعددة الذرات تشكل مركبات أيونية عن طريق الاندماج مع أيونات الشحنة المعاكسة. على سبيل المثال، تحتوي نترات البوتاسيوم، KNO₃، على أنيون K⁺ ومتعدد الذرات أنيون NO₃⁻ . وبالتالي، فإن الترابط في نترات البوتاسيوم يكون أيونياً، وينتج عن التجاذب الكهروستاتيكي بين الأيونات K⁺ and NO₃⁻ ، وكذلك رابطة تساهمية بين ذرات النيتروجين والأكسجين في NO₃⁻.

القطبية الجزيئية والعزم ثنائي القطب

كما نوقش سابقاً، تربط الروابط التساهمية القطبية ذرتين بكهرسلبية مختلفة، تاركة ذرة واحدة مع شحنة موجبة جزئية (δ+) والذرة الأخرى بشحنة سالبة جزئية (δ–)، حيث أن الإلكترونات سحبت نحو ذرة أكثر كهرسلبية. يؤدي فصل الشحنة هذا إلى نشوء عزم رابطة ثنائي القطب. يتم تمثيل حجم عزم ثنائي القطب بالحرف اليوناني mu (µ) ويتم الحصول عليه بالصيغة الموضحة هنا، حيث Q هي مقدار الشحنات الجزئية (يحددها فرق الكهرسلبية) و r هي المسافة بين الشحنات:

يمكن تمثيل لحظة الرابطة هذه كسهم توجيه، وكمية لها اتجاه وحجم. يتم عرض المتجهات ثنائية القطب على شكل أسهم تشير جنبًا إلى جنب مع الرابطة من الذرة الأقل كهرسلبية باتجاه الذرة الأكثر كهرسلبية. يتم رسم علامة زائد صغيرة على الطرف الأقل سلبيًا للإشارة إلى النهاية الموجبة جزئيًا للرابطة. يتناسب طول السهم مع مقدار فرق الكهربية بين الذرتين.

قد يكون في الجزيء كله أيضاً فصل في الشحنة، اعتماداً على هيكله الجزيئي وقطبية كل من روابطه. في حالة وجود فصل الشحنة هذا، يُقال أن الجزيء جزيء قطبي (أو ثنائي القطب) ؛ خلاف ذلك، يُقال أن الجزيء غير قطبي. تقيس العزم ثنائي القطب مدى صافي فصل الشحنة في الجزيء ككل. يتم تحديد عزم ثنائي القطب عن طريق إضافة لحظات الرابطة في الفضاء ثلاثي الأبعاد ، مع مراعاة التركيب الجزيئي.

بالنسبة للجزيئات ثنائية الذرة ، توجد رابطة واحدة فقط ، لذلك تحدد عزم الرابطة ثنائي القطب القطبية الجزيئية. الجزيئات ثنائية النواة متجانسة النواة مثل Br₂ و N ₂ ليس لها فرق في الكهرسلبية، لذا فإن عزمها ثنائي القطب هو صفر. بالنسبة للجزيئات غير المتجانسة مثل ثاني أكسيد الكربون، هناك عزم ثنائي القطب صغير. بالنسبة إلى التردد العالي، هناك عزم ثنائي القطب أكبر نظراً لوجود فرق أكبر في الكهربية.

عندما يحتوي الجزيء على أكثر من رابطة، يجب مراعاة الهندسة. إذا تم ترتيب الروابط في جزيء بحيث يتم إلغاء لحظات الرابطة (مجموع المتجه يساوي صفراً)، يكون الجزيء غير قطبي. هذا هو الوضع في CO₂. كل من الروابط قطبية ، لكن الجزيء ككل غير قطبي. من بنية لويس، وباستخدام نظرية VSEPR، تم تحديد جزيء CO₂ ليكون خطياً مع روابط C=O القطبية على جوانب متقابلة من ذرة الكربون. تلغي لحظات الرابطة لأنها موجهة في اتجاهين متعاكسين. في حالة جزيء الماء، تُظهر بنية لويس مرة أخرى أن هناك رابطين بذرة مركزية ، ويظهر فرق الكهربية مرة أخرى أن كل من هذه الروابط لها عزم رابطة غير صفري. ومع ذلك، في هذه الحالة، ينحني التركيب الجزيئي بسبب الأزواج المنفردة الموجودة على O، ولا يتم إلغاء لحظتي الرابطة. لذلك، يحتوي الماء على عزم صافي ثنائي القطب وهو جزيء قطبي (ثنائي القطب).

هذا النص مقتبس من Openstax, Chemistry 2e, Chapter 7.2: Covalent Bonding and  Openstax, Chemistry 2e, Chapter 7.6 Molecular Structure and Polarity.