العناصر التي تفقد الإلكترونات في التفاعل

عندما يتفاعل عنصران ، فإنهما يشكلان مركبًا عن طريق مشاركة الإلكترونات أو التبرع بها أو قبولها. عندما يترابط عنصران مختلفان بشكل كبير ، مثل المعدن والعنصر غير المعدني ، يتحكم أحد العناصر في إلكترونات الآخر معظم الوقت. في حين أنه ليس من الدقة تمامًا القول بعدم حدوث مشاركة ، إلا أن المشاركة في صالح عنصر واحد ، لجميع الأغراض العملية ، يقال أن شريكه قد تبرع به أو "فقد" إلكترون.

تصف الكهربية ميل عنصر ما لاكتساب إلكترونات. تم تحديد هذه السمة رسميًا بواسطة Linus Pauling في عام 1932 ، والذي طور أيضًا القياس الكمي للكهرباء السلبية والذي يسمى اليوم مقياس Pauling. العناصر التي من المرجح أن تفقد الإلكترونات في التفاعل هي العناصر الأقل على مقياس باولينج ، أو الأكثر حساسية للكهرباء. نظرًا لأن الكهربية تزداد عمومًا كلما انتقلت من الزاوية اليسرى السفلية للجدول الدوري إلى الزاوية اليمنى العليا ، فإن العناصر الموجودة في أسفل المجموعة 1A تنخفض إلى أدنى مستوى على المقياس ، مع درجة السيزيوم والفرانسيوم 0.7. في أي تفاعل تقريبًا ، ستفقد الفلزات القلوية في المجموعة 1A وفلزات الأرض القلوية في المجموعة 2A إلكتروناتها لتصبح أكثر كهرسلبية شركاء.

عندما يتفاعل عنصران (أ) مع اختلاف كبير في الكهربية ، تتشكل رابطة أيونية. على عكس الرابطة التساهمية ، التي يتم فيها مشاركة الإلكترونات الخارجية للذرات ، فإن العنصر الأكثر حساسية للكهرباء في الرابطة الأيونية يفقد معظم سيطرته على إلكترونته. عند حدوث ذلك ، يُطلق على كلا العنصرين اسم "أيونات". يُطلق على العنصر الذي فقد إلكترونًا اسم "كاتيون" ويتم ذكره دائمًا أولاً في الاسم الكيميائي. على سبيل المثال ، الكاتيون في كلوريد الصوديوم (ملح الطعام) هو فلز قلوي الصوديوم. يُطلق على العنصر الذي يقبل الإلكترون من الكاتيون اسم "الأنيون" ويُعطى اللاحقة "-ide" ، كما هو الحال في الكلوريد.

يحتوي العنصر في حالته الطبيعية على عدد متساوٍ من البروتونات والإلكترونات ، مما يمنحه صافي شحنة قدرها صفر ؛ ومع ذلك ، عندما يفقد عنصر إلكترونًا كجزء من تفاعل كيميائي فإنه يصبح موجب الشحنة أو يتأكسد. في الوقت نفسه ، يصبح العنصر الذي أخذ الإلكترون أكثر سالبة الشحنة ، أو ينخفض. تسمى هذه التفاعلات تفاعلات الأكسدة الاختزالية أو تفاعلات "الأكسدة والاختزال". لأن مانح الإلكترون ، أو العنصر المؤكسد ، يتسبب في تقليل عنصر آخر ، يطلق عليه عامل الاختزال.

قاعدة لويس هي أي عنصر أو أيون أو مركب يفقد زوجًا غير مرتبط من الإلكترونات بعنصر أو أيون أو مركب آخر. نظرًا لأن العنصر الأكثر حساسية للكهرباء يفقد دائمًا إلكتروناته ، فهذا هو النوع الذي يصبح دائمًا قاعدة لويس. لاحظ ، مع ذلك ، أنه لا تفقد جميع قواعد لويس إلكتروناتها تمامًا ؛ على سبيل المثال ، عندما يترابط اثنان من غير المعادن ، غالبًا ما تتم مشاركة الإلكترونات ، وإن كان ذلك بشكل غير متساوٍ. عندما يرتبط معدن مع مادة غير معدنية ، فإن النتيجة تكون قاعدة لويس برابطة أيونية ، حيث يفقد المعدن ، لجميع الأغراض العملية ، زوج الإلكترون الخاص به.