أي تفاعل بين الذرات ممكن فقط في وجود رابطة كيميائية. مثل هذا الارتباط هو سبب تكوين نظام متعدد الذرات مستقر - أيون جزيئي ، وجزيء ، وشبكة بلورية. تتطلب الرابطة الكيميائية القوية الكثير من الطاقة لكسرها ، وهذا هو السبب في أنها القيمة الأساسية لقياس قوة الرابطة.

شروط تكوين رابطة كيميائية

دائمًا ما يكون تكوين الرابطة الكيميائية مصحوبًا بإطلاق الطاقة. تحدث هذه العملية بسبب انخفاض الطاقة الكامنة لنظام من الجسيمات المتفاعلة - الجزيئات والأيونات والذرات. دائمًا ما تكون الطاقة الكامنة للنظام الناتج من العناصر المتفاعلة أقل من طاقة الجسيمات الخارجة غير المقيدة. وبالتالي ، فإن أساس حدوث الرابطة الكيميائية في النظام هو انخفاض الطاقة الكامنة لعناصرها.

طبيعة التفاعل الكيميائي

الرابطة الكيميائية هي نتيجة لتفاعل المجالات الكهرومغناطيسية التي تنشأ حول الإلكترونات ونواة ذرات تلك المواد التي تشارك في تكوين جزيء أو بلورة جديدة. بعد اكتشاف نظرية بنية الذرة ، أصبحت طبيعة هذا التفاعل أكثر سهولة للدراسة.

لأول مرة ، نشأت فكرة الطبيعة الكهربائية للرابطة الكيميائية من الفيزيائي الإنجليزي جي ديفي ، الذي اقترح أن الجزيئات تتشكل بسبب التجاذب الكهربائي للجسيمات المشحونة معاكسة. أثارت هذه الفكرة اهتمام الكيميائي وعالم الطبيعة السويدي I.Ya. Berzellius ، الذي طور النظرية الكهروكيميائية لتشكيل رابطة كيميائية.

كانت النظرية الأولى ، التي أوضحت عمليات التفاعل الكيميائي للمواد ، غير كاملة ، وبمرور الوقت كان لا بد من التخلي عنها.

نظرية بتليروف

محاولة أكثر نجاحًا لشرح طبيعة الرابطة الكيميائية للمواد قام بها العالم الروسي A.M. Butlerov. بنى هذا العالم نظريته على الافتراضات التالية:

• ترتبط الذرات في الحالة المتصلة ببعضها البعض بترتيب معين. يؤدي التغيير في هذا الترتيب إلى تكوين مادة جديدة.
• ترتبط الذرات ببعضها البعض وفقًا لقوانين التكافؤ.
• تعتمد خصائص المادة على ترتيب اتصال الذرات في جزيء المادة. يتسبب الترتيب المختلف في حدوث تغيير في الخصائص الكيميائية للمادة.
• تمتلك الذرات المترابطة معًا أقوى تأثير على بعضها البعض.

أوضحت نظرية بتليروف خصائص المواد الكيميائية ليس فقط من خلال تركيبها ، ولكن أيضًا من خلال ترتيب الذرات. مثل هذا الأمر الداخلي لـ A.M. بتليروف يسمى "التركيب الكيميائي".

جعلت نظرية العالم الروسي من الممكن ترتيب الأشياء في تصنيف المواد وجعلت من الممكن تحديد بنية الجزيئات من خلال خصائصها الكيميائية. أعطت النظرية أيضًا إجابة على السؤال: لماذا الجزيئات التي تحتوي على نفس العدد من الذرات لها خصائص كيميائية مختلفة.

المتطلبات الأساسية لإنشاء نظريات الرابطة الكيميائية

في نظريته عن التركيب الكيميائي ، لم يتطرق بتلروف إلى مسألة ماهية الرابطة الكيميائية. لهذا ، كان هناك القليل جدًا من البيانات حول البنية الداخلية للمادة. فقط بعد اكتشاف النموذج الكوكبي للذرة ، بدأ العالم الأمريكي لويس في تطوير فرضية مفادها أن الرابطة الكيميائية تنشأ من خلال تكوين زوج إلكترون ينتمي في نفس الوقت إلى ذرتين. بعد ذلك ، أصبحت هذه الفكرة الأساس لتطوير نظرية الروابط التساهمية.

الرابطة الكيميائية التساهمية

يمكن تكوين مركب كيميائي مستقر عندما تتداخل السحب الإلكترونية لذرتين متجاورتين. نتيجة هذا العبور المتبادل هي زيادة كثافة الإلكترون في الفضاء الداخلي النووي. نوى الذرات ، كما تعلم ، مشحونة إيجابياً ، وبالتالي فهي تحاول أن تنجذب إلى أقرب مكان ممكن من سحابة الإلكترون سالبة الشحنة. هذا الجذب أقوى بكثير من قوى التنافر بين نواتين موجبين الشحنة ، لذا فإن هذه الرابطة مستقرة.

تم إجراء أول حسابات الرابطة الكيميائية بواسطة الكيميائيين هيتلر ولندن. لقد اعتبروا الرابطة بين ذرتين من الهيدروجين. قد يبدو أبسط تمثيل مرئي لها كما يلي:

كما يتضح ، يحتل زوج الإلكترون مكانًا كميًا في ذرتَي الهيدروجين. يسمى هذا الترتيب ذو المركزين للإلكترونات "الرابطة الكيميائية التساهمية". الرابطة التساهمية نموذجية لجزيئات المواد البسيطة ومركباتها من غير المعادن. المواد التي تم إنشاؤها نتيجة الرابطة التساهمية عادة لا توصل الكهرباء أو هي أشباه الموصلات.

الرابطة الأيونية

تحدث الرابطة الكيميائية من النوع الأيوني عندما ينجذب أيونان مشحونان بشكل معاكس كهربائيًا. يمكن أن تكون الأيونات بسيطة ، وتتكون من ذرة واحدة من مادة. في مركبات من هذا النوع ، غالبًا ما تكون الأيونات البسيطة عبارة عن ذرات موجبة الشحنة من معادن من المجموعة 1.2 التي فقدت إلكترونها. تكوين الأيونات السالبة متأصل في ذرات غير الفلزات النموذجية وقواعد أحماضها. لذلك ، من بين المركبات الأيونية النموذجية ، هناك العديد من هاليدات الفلزات القلوية ، مثل CsF ، و NaCl ، وغيرها.

على عكس الرابطة التساهمية ، لا يحتوي الأيون على التشبع: يمكن لعدد مختلف من الأيونات المشحونة عكسيا أن ينضم إلى أيون أو مجموعة من الأيونات. عدد الجسيمات المتصلة محدود فقط بالأبعاد الخطية للأيونات المتفاعلة ، بالإضافة إلى الحالة التي بموجبها يجب أن تكون القوى الجاذبة للأيونات المشحونة المعاكسة أكبر من قوى التنافر للجسيمات المشحونة المماثلة المشاركة في اتصال من النوع الأيوني.

رابطة الهيدروجين

حتى قبل إنشاء نظرية التركيب الكيميائي ، لوحظ تجريبياً أن مركبات الهيدروجين التي تحتوي على العديد من غير المعادن لها خصائص غير عادية إلى حد ما. على سبيل المثال ، نقاط غليان فلوريد الهيدروجين والماء أعلى بكثير مما هو متوقع.

يمكن تفسير هذه الميزات وغيرها من ميزات مركبات الهيدروجين من خلال قدرة ذرة H + على تكوين رابطة كيميائية أخرى. يسمى هذا النوع من الاتصال "الرابطة الهيدروجينية". تكمن أسباب الرابطة الهيدروجينية في خصائص القوى الكهروستاتيكية. على سبيل المثال ، في جزيء فلوريد الهيدروجين ، تتحول سحابة الإلكترون العامة إلى الفلور لدرجة أن الفراغ حول ذرة هذه المادة مشبع بمجال كهربائي سالب. حول ذرة الهيدروجين ، المحرومة من الإلكترون الوحيد ، يكون الحقل أضعف بكثير وله شحنة موجبة. نتيجة لذلك ، هناك علاقة إضافية بين المجالات الموجبة لسحب الإلكترون H + وسالب F -.

الترابط الكيميائي للمعادن

توجد ذرات جميع المعادن في الفضاء بطريقة معينة. يسمى ترتيب ذرات المعدن بالشبكة البلورية. في هذه الحالة ، تتفاعل إلكترونات الذرات المختلفة مع بعضها البعض بشكل ضعيف ، وتشكل سحابة إلكترونية مشتركة. يسمى هذا النوع من التفاعل بين الذرات والإلكترونات "الرابطة المعدنية".

إن الحركة الحرة للإلكترونات في المعادن هي التي يمكن أن تفسر الخصائص الفيزيائية للمواد المعدنية: التوصيل الكهربائي ، والتوصيل الحراري ، والقوة ، والانصهار ، وغيرها.

.

أنت تعلم أن الذرات يمكن أن تتحد مع بعضها البعض لتكوين مواد بسيطة ومعقدة. في هذه الحالة ، يتم تشكيل أنواع مختلفة من الروابط الكيميائية: أيوني وتساهمي (غير قطبي وقطبي) ومعدني وهيدروجين.واحدة من أهم الخصائص الأساسية لذرات العناصر ، والتي تحدد نوع الرابطة التي تتكون بينها - الأيونية أو التساهمية ، - هي الكهربية ، أي قدرة الذرات في المركب على جذب الإلكترونات لنفسها.

يتم إعطاء تقييم كمي مشروط للكهرباء من خلال مقياس الكهربية النسبية.

في الفترات ، هناك اتجاه عام لنمو الكهربية للعناصر ، وفي المجموعات - تراجعها. يتم ترتيب عناصر الكهربية على التوالي ، وعلى أساسها يمكن مقارنة الكهربية للعناصر في فترات مختلفة.

يعتمد نوع الرابطة الكيميائية على حجم الاختلاف في قيم الكهربية للذرات المتصلة بالعناصر. كلما زادت ذرات العناصر المكونة للرابطة تختلف في الكهربية ، كلما كانت الرابطة الكيميائية أكثر قطبية. من المستحيل رسم حدود حادة بين أنواع الروابط الكيميائية. في معظم المركبات ، يكون نوع الرابطة الكيميائية وسيطًا ؛ على سبيل المثال ، الرابطة الكيميائية التساهمية عالية القطبية قريبة من الرابطة الأيونية. اعتمادًا على أي من الحالات المحددة تكون الرابطة الكيميائية أقرب بطبيعتها إليها ، يُشار إليها إما على أنها رابطة أيونية أو رابطة قطبية تساهمية.

تتكون الرابطة الأيونية من تفاعل الذرات التي تختلف بشكل حاد عن بعضها البعض في الكهربية.على سبيل المثال ، تشكل المعادن النموذجية مثل الليثيوم (Li) ، والصوديوم (Na) ، والبوتاسيوم (K) ، والكالسيوم (Ca) ، والسترونشيوم (Sr) ، والباريوم (Ba) رابطة أيونية مع غير المعادن النموذجية ، وخاصة الهالوجينات.

بالإضافة إلى هاليدات الفلزات القلوية ، تتشكل الروابط الأيونية أيضًا في مركبات مثل القلويات والأملاح. على سبيل المثال ، في هيدروكسيد الصوديوم (NaOH) وكبريتات الصوديوم (Na 2 SO 4) ، توجد الروابط الأيونية فقط بين ذرات الصوديوم والأكسجين (بقية الروابط قطبية تساهمية).

عندما تتفاعل الذرات مع نفس القدرة الكهربية ، تتشكل الجزيئات برابطة تساهمية غير قطبية.توجد هذه الرابطة في جزيئات المواد البسيطة التالية: H 2، F 2، Cl 2، O 2، N 2. تتشكل الروابط الكيميائية في هذه الغازات من خلال أزواج إلكترونية مشتركة ، أي عندما تتداخل السحب الإلكترونية المقابلة ، بسبب التفاعل بين الإلكترون والنووي ، والذي يحدث عندما تقترب الذرات من بعضها البعض.

عند تجميع الصيغ الإلكترونية للمواد ، يجب أن نتذكر أن كل زوج إلكترون شائع هو صورة مشروطة لزيادة كثافة الإلكترون الناتجة عن تداخل السحب الإلكترونية المقابلة.

أثناء تفاعل الذرات ، تختلف قيم الكهربية ، ولكن ليس بشكل حاد ، هناك تحول في زوج الإلكترون المشترك إلى ذرة أكثر كهرسلبية.هذا هو النوع الأكثر شيوعًا من الروابط الكيميائية الموجودة في كل من المركبات العضوية وغير العضوية.

تشمل الروابط التساهمية بشكل كامل تلك الروابط التي يتم تكوينها بواسطة آلية متلقي المانح ، على سبيل المثال ، في أيونات الهيدرونيوم والأمونيوم.

اتصال معدني.

الرابطة التي تتكون نتيجة تفاعل الإلكترونات الحرة نسبيًا مع أيونات المعادن تسمى الرابطة المعدنية.هذا النوع من السندات نموذجي للمواد البسيطة - المعادن.

إن جوهر عملية تكوين الرابطة المعدنية هو كما يلي: تتخلى ذرات المعدن بسهولة عن إلكترونات التكافؤ وتتحول إلى أيونات موجبة الشحنة. تتحرك الإلكترونات الحرة نسبيًا ، المنفصلة عن الذرة ، بين أيونات المعادن الموجبة. تنشأ رابطة معدنية بينهما ، أي أن الإلكترونات ، كما كانت ، تثبت الأيونات الموجبة للشبكة البلورية للمعادن.

رابطة الهيدروجين.

رابطة تتكون بين ذرات الهيدروجين لجزيء واحد وذرة عنصر كهرسلبي قوي(س ، ن ، ف) جزيء آخر يسمى رابطة الهيدروجين.

قد يطرح السؤال: لماذا بالضبط يشكل الهيدروجين رابطة كيميائية محددة؟

هذا لأن نصف القطر الذري للهيدروجين صغير جدًا. بالإضافة إلى ذلك ، عندما يتم إزاحة إلكترون واحد أو التبرع به بالكامل ، يكتسب الهيدروجين شحنة موجبة عالية نسبيًا ، ونتيجة لذلك يتفاعل الهيدروجين في جزيء واحد مع ذرات العناصر الكهربية التي تحتوي على شحنة سالبة جزئية تشكل جزءًا من جزيئات أخرى (HF ، H 2 O، NH 3).

لنلق نظرة على بعض الأمثلة. عادة ما نمثل تركيبة الماء بالصيغة الكيميائية H 2 O. ومع ذلك ، هذا ليس دقيقًا تمامًا. سيكون من الأصح الإشارة إلى تكوين الماء بالصيغة (H 2 O) n ، حيث n \ u003d 2.3.4 ، إلخ. هذا يرجع إلى حقيقة أن جزيئات الماء الفردية مترابطة من خلال روابط هيدروجينية.

عادة ما يتم الإشارة إلى الروابط الهيدروجينية بالنقاط. إنه أضعف بكثير من الرابطة الأيونية أو التساهمية ، ولكنه أقوى من التفاعل المعتاد بين الجزيئات.

يفسر وجود روابط الهيدروجين الزيادة في حجم الماء مع انخفاض درجة الحرارة. ويرجع ذلك إلى حقيقة أنه مع انخفاض درجة الحرارة ، تصبح الجزيئات أقوى وبالتالي تقل كثافة "حشوها".

عند دراسة الكيمياء العضوية ، نشأ السؤال التالي أيضًا: لماذا تكون نقاط غليان الكحول أعلى بكثير من تلك الموجودة في الهيدروكربونات المقابلة؟ يفسر ذلك حقيقة أن الروابط الهيدروجينية تتشكل أيضًا بين جزيئات الكحول.

تحدث زيادة في درجة غليان الكحول أيضًا بسبب تضخم جزيئاتها.

تعتبر الرابطة الهيدروجينية أيضًا من سمات العديد من المركبات العضوية الأخرى (الفينولات ، والأحماض الكربوكسيلية ، وما إلى ذلك). من خلال دورات في الكيمياء العضوية وعلم الأحياء العام ، تعلم أن وجود رابطة هيدروجينية يفسر التركيب الثانوي للبروتينات ، وهيكل الحلزون المزدوج للحمض النووي ، أي ظاهرة التكامل.

الرابطة الكيميائية.

تحديد الرابطة الكيميائية

أنواع الروابط الكيميائية

طريقة سندات التكافؤ.

الخصائص الرئيسية للرابطة التساهمية.

آليات لتشكيل الرابطة التساهمية.

مركبات معقدة

الطريقة المدارية الجزيئية

التفاعلات بين الجزيئات.

تقرير السند الكيميائي

رابطة كيميائيةيسمى التفاعل بين الذرات ، مما يؤدي إلى تكوين الجزيئات أو الأيونات والاحتفاظ القوي للذرات بالقرب من بعضها البعض.

الرابطة الكيميائية لها طبيعة إلكترونية ، أي يتم إجراؤها بسبب تفاعل إلكترونات التكافؤ. اعتمادًا على توزيع إلكترونات التكافؤ في الجزيء ، يتم تمييز الأنواع التالية من الروابط: الأيونية ، التساهمية ، المعدنية ، إلخ. يمكن اعتبار الرابطة الأيونية حالة محددة للرابطة التساهمية بين الذرات التي تختلف اختلافًا حادًا في الطبيعة.

أنواع السندات الكيميائية

الرابطة الأيونية.

الأحكام الرئيسية للنظرية الحديثة للربط الأيوني.

تتشكل الرابطة الأيونية أثناء تفاعل العناصر التي تختلف اختلافًا حادًا عن بعضها البعض في الخصائص ، أي بين المعادن وغير المعدنية.

يتم تفسير تكوين رابطة كيميائية من خلال سعي الذرات لتحقيق غلاف خارجي مستقر من ثمانية إلكترونات (ق 2 ص 6).

Ca: 1s 2 2s 2p 6 3s 2p 6 4s 2

كاليفورنيا 2+: 1s 2 2s 2 p 6 3 ثانية 2 ص 6

Cl: 1s 2 2s 2p 6 3s 2p 5

Cl–: 1s 2 2s 2 p 6 3 ثانية 2 ص 6

يتم الاحتفاظ بالأيونات المتكونة ذات الشحنة المعاكسة بالقرب من بعضها البعض بسبب الجذب الكهروستاتيكي.

الرابطة الأيونية ليست اتجاهية.

لا توجد رابطة أيونية نقية. نظرًا لأن طاقة التأين أكبر من طاقة تقارب الإلكترون ، فإن الانتقال الكامل للإلكترونات لا يحدث حتى في حالة وجود زوج من الذرات مع اختلاف كبير في الكهربية. لذلك ، يمكننا التحدث عن حصة الأيونية في السند. تحدث أعلى أيونية رابطة في الفلوريدات وكلوريدات العناصر s. وبالتالي ، في بلورات RbCl و KCl و NaCl و NaF ، يكون 99 و 98 و 90 و 97 ٪ على التوالي.

الرابطة التساهمية.

الأحكام الرئيسية للنظرية الحديثة للروابط التساهمية.

تتكون الرابطة التساهمية بين العناصر المتشابهة في الخصائص ، أي اللافلزات.

يوفر كل عنصر إلكترونًا واحدًا لتكوين الروابط ، ويجب أن يكون دوران الإلكترونات عكسيًا.

إذا تم تشكيل رابطة تساهمية بواسطة ذرات من نفس العنصر ، فإن هذه الرابطة ليست قطبية ، أي أن زوج الإلكترون المشترك لا ينتقل إلى أي من الذرات. إذا كانت الرابطة التساهمية تتكون من ذرتين مختلفتين ، فإن زوج الإلكترون الشائع ينتقل إلى أكثر ذرات كهربية سالبة ، وهذا الرابطة التساهمية القطبية.

عندما تتشكل الرابطة التساهمية ، تتداخل السحب الإلكترونية للذرات المتفاعلة ، ونتيجة لذلك ، تظهر منطقة ذات كثافة إلكترون متزايدة في الفراغ بين الذرات ، والتي تجذب النوى الموجبة الشحنة للذرات المتفاعلة وتحملها بالقرب من بعضها البعض . نتيجة لذلك ، تنخفض طاقة النظام (الشكل 14). ومع ذلك ، مع نهج قوي للغاية للذرات ، يزداد تنافر النوى. لذلك ، هناك مسافة مثالية بين النوى ( طول الرابطة,لحيث النظام لديه الحد الأدنى من الطاقة. في هذه الحالة ، يتم إطلاق الطاقة ، والتي تسمى طاقة الربط - E St.

أرز. الشكل 14. الاعتماد على طاقة أنظمة ذرتين هيدروجين مع دوران متوازي (1) ومضاد (2) على المسافة بين النوى (E هي طاقة النظام ، Eb هي طاقة الربط ، r هي المسافة بين النوى ، لهو طول الرابطة).

يتم استخدام طريقتين لوصف الرابطة التساهمية: طريقة رابطة التكافؤ (BC) والطريقة المدارية الجزيئية (MMO).

طريقة VALENCE BOND.

تعتمد طريقة VS على الأحكام التالية:

1. تتكون الرابطة الكيميائية التساهمية من إلكترونين لهما دوران متعاكس ، وينتمي زوج الإلكترون هذا إلى ذرتين. تسمى مجموعات من هذه الروابط ثنائية المركز ثنائية الإلكترون ، والتي تعكس البنية الإلكترونية للجزيء مخططات التكافؤ.

2. كلما كانت الرابطة التساهمية أقوى ، زاد تداخل السحب الإلكترونية المتفاعلة.

للحصول على تمثيل مرئي لمخططات التكافؤ ، يتم استخدام الطريقة التالية عادةً: يتم الإشارة إلى الإلكترونات الموجودة في الطبقة الإلكترونية الخارجية بنقاط موجودة حول الرمز الكيميائي للذرة. تظهر الإلكترونات المشتركة لذرتين من خلال نقاط موضوعة بين رموزها الكيميائية ؛ يتم الإشارة إلى الرابطة المزدوجة أو الثلاثية على التوالي من قبل اثنين أو ثلاثة أزواج من النقاط المشتركة:

N: 1s2 2 ثانية 2 ص 3 ;

ج: 1s2 2 ثانية 2 ص 4

يمكن أن نرى من الرسوم البيانية أعلاه أن كل زوج من الإلكترونات يربط ذرتين يتوافق مع شرطة واحدة تصور الرابطة التساهمية في الصيغ الهيكلية:

يُطلق على عدد أزواج الإلكترونات الشائعة التي تربط ذرة عنصر معين بذرات أخرى ، أو بعبارة أخرى ، عدد الروابط التساهمية التي تشكلها الذرة التساهموفقًا لطريقة VS. إذن ، تساهمية الهيدروجين هي 1 ، نيتروجين - 3.

وفقًا للطريقة التي تتداخل بها السحابة الإلكترونية ، هناك نوعان من التوصيلات:  - اتصال و  - اتصال.

 - يحدث الاتصال عندما تتداخل سحبتان من الإلكترون على طول المحور الذي يربط نوى الذرات.

أرز. 15. مخطط التربية  - الوصلات.

 - تتشكل الرابطة عندما تتداخل سحب الإلكترون على جانبي الخط الذي يربط نوى الذرات المتفاعلة.

أرز. 16. مخطط التربية  - الوصلات.

الخصائص الرئيسية للسند المعهود.

1. طول الرابطة ، ℓ. هذه هي المسافة الدنيا بين نوى الذرات المتفاعلة ، والتي تتوافق مع الحالة الأكثر استقرارًا في النظام.

2. طاقة الرابطة ، E min - هذا هو مقدار الطاقة التي يجب إنفاقها لكسر الرابطة الكيميائية ولإزالة الذرات من التفاعل.

3. عزم السندات ثنائي القطب ، ،  = qℓ. تعمل العزم ثنائي القطب كمقياس كمي لقطبية الجزيء. بالنسبة للجزيئات غير القطبية ، فإن العزم ثنائي القطب هو 0 ، أما بالنسبة للجزيئات غير القطبية فهو ليس 0. والعزم ثنائي القطب للجزيء متعدد الذرات يساوي مجموع متجه لثنائيات أقطاب الروابط الفردية:

4. الرابطة التساهمية تتميز بالتوجه. يتم تحديد اتجاه الرابطة التساهمية من خلال الحاجة إلى الحد الأقصى من التداخل في مساحة السحب الإلكترونية للذرات المتفاعلة ، مما يؤدي إلى تكوين أقوى الروابط.

نظرًا لأن روابط  موجهة بشكل صارم في الفضاء ، اعتمادًا على تكوين الجزيء ، يمكن أن تكون بزاوية معينة مع بعضها البعض - تسمى هذه الزاوية بزاوية التكافؤ.

الجزيئات ثنائية الذرة لها هيكل خطي. الجزيئات متعددة الذرات لها تكوين أكثر تعقيدًا. دعونا نفكر في هندسة الجزيئات المختلفة باستخدام مثال تكوين الهيدريدات.

1. المجموعة السادسة ، المجموعة الفرعية الرئيسية (باستثناء الأكسجين) ، H 2 S ، H 2 Se ، H 2 Te.

S1s 2 2s 2 r 6 3s 2 r 4

بالنسبة للهيدروجين ، يشارك الإلكترون مع s-AO في تكوين رابطة ، للكبريت ، 3p y و 3 p z. جزيء H 2 S له بنية مستوية بزاوية بين الروابط 90 0. .

الشكل 17. هيكل جزيء H 2 E

2. هيدرات عناصر المجموعة V ، المجموعة الفرعية الرئيسية: PH 3 ، AsH 3 ، SbH 3.

الف 1s 2 2s 2 ص 6 3s 2 ص 3.

في تكوين الروابط ، شارك: في الهيدروجين s-AO ، في الفوسفور - p y ، p x و p z AO.

جزيء PH 3 له شكل هرم مثلث (عند القاعدة مثلث).

الشكل 18. هيكل جزيء EN 3

5. التشبعالرابطة التساهمية هي عدد الروابط التساهمية التي يمكن أن تشكلها الذرة. انها محدودة ، لأن يحتوي العنصر على عدد محدود من إلكترونات التكافؤ. يسمى الحد الأقصى لعدد الروابط التساهمية التي يمكن أن تشكلها ذرة معينة في الأرض أو الحالة المثارة لها التساهم.

مثال: الهيدروجين أحادي التكافؤ ، الأكسجين ثنائي التكافؤ ، النيتروجين ثلاثي التكافؤ ، إلخ.

يمكن لبعض الذرات أن تزيد من تساويتها في حالة الإثارة بسبب فصل الإلكترونات المزدوجة.

مثال. كن 0 1s 2 2 ثانية 2

تحتوي ذرة البريليوم في الحالة المثارة على إلكترون تكافؤ واحد في 2p-AO وإلكترون واحد في 2s-AO ، أي التساهم Be 0 = 0 والتساهم Be * = 2. أثناء التفاعل ، يحدث تهجين المدارات.

تهجين- هذا هو محاذاة طاقة مختلف AO نتيجة الاختلاط قبل التفاعل الكيميائي. التهجين هو تقنية شرطية تجعل من الممكن التنبؤ بهيكل الجزيء باستخدام مجموعة من AOs. يمكن لتلك AOs التي طاقاتها قريبة أن تشارك في التهجين.

يتوافق كل نوع من أنواع التهجين مع شكل هندسي معين للجزيئات.

في حالة هيدرات عناصر المجموعة الثانية من المجموعة الفرعية الرئيسية ، يشارك مداريان متماثلان sp-hybrid في تكوين الرابطة. هذا النوع من السندات يسمى sp التهجين.

الشكل 19. VeH 2. sp- جزيء التهجين.

المدارات sp-hybrid لها شكل غير متماثل ، الأجزاء المطولة من AO بزاوية رابطة 180 o موجهة نحو الهيدروجين. لذلك ، فإن جزيء BeH 2 له بنية خطية (الشكل).

دعونا نفكر في بنية جزيئات الهيدريد لعناصر المجموعة الثالثة من المجموعة الفرعية الرئيسية باستخدام مثال تكوين جزيء BH 3.

ب 0 1s 2 2 ثانية 2 ص 1

التساهمية ب 0 = 1 ، التساهمية ب * = 3.

تشارك ثلاثة مدارات sp-hybrid في تكوين الروابط ، والتي تتشكل نتيجة لإعادة توزيع كثافات الإلكترون s-AO واثنين من p-AO. يسمى هذا النوع من الاتصال sp 2 - التهجين. زاوية الرابطة في sp 2 - التهجين يساوي 120 0 ، لذلك جزيء BH 3 له هيكل مثلث مسطح.

الشكل 20. جزيء BH 3. س 2 - التهجين.

باستخدام مثال تكوين جزيء CH 4 ، دعونا نفكر في بنية جزيئات الهيدريد لعناصر المجموعة الرابعة من المجموعة الفرعية الرئيسية.

ج 0 1s 2 2 ثانية 2 ص 2

التساهمية C 0 = 2 ، التساهمية C * = 4.

في الكربون ، تشارك أربعة مدارات sp-hybrid في تكوين رابطة كيميائية ، تكونت نتيجة لإعادة توزيع كثافات الإلكترون بين s-AO وثلاثة p-AO. شكل جزيء CH 4 هو رباعي الوجوه ، وزاوية الرابطة 109 o 28`.

أرز. 21. جزيء CH 4 .sp 3 - التهجين.

الاستثناءات من القاعدة العامة هي جزيئات H 2 O و NH 3.

في جزيء الماء ، الزوايا بين الروابط 104.5 o. على عكس هيدرات العناصر الأخرى في هذه المجموعة ، فإن الماء له خصائص خاصة ، فهو قطبي ، مغناطيسي. كل هذا يفسر من خلال حقيقة أن نوع الرابطة في جزيء الماء هو sp 3. أي أن أربعة مدارات هجينة sp تشارك في تكوين رابطة كيميائية. يحتوي كل من المدارات على إلكترون واحد ، وتتفاعل هذه المدارات مع الهيدروجين ، بينما تحتوي المدارتان الأخريان على زوج من الإلكترونات. يفسر وجود هذين المداريين الخصائص الفريدة للمياه.

في جزيء الأمونيا ، تكون الزوايا بين الروابط 107.3 درجة تقريبًا ، أي أن شكل جزيء الأمونيا عبارة عن رباعي السطوح ، ونوع الرابطة هو sp 3. تشارك أربعة مدارات هجينة sp 3 في تكوين رابطة في جزيء النيتروجين. تحتوي ثلاثة مدارات على إلكترون واحد لكل منها ، وترتبط هذه المدارات بالهيدروجين ، بينما تحتوي المدارات الرابعة على زوج غير مشترك من الإلكترونات ، مما يحدد تفرد جزيء الأمونيا.

آليات تشكيل سندات التغطية.

يجعل MVS من الممكن التمييز بين ثلاث آليات لتشكيل الرابطة التساهمية: التبادل ، متلقي المانح ، و dative.

آلية التبادل. يتضمن حالات تكوين رابطة كيميائية ، عندما تخصص كل من الذرتين المترابطتين إلكترونًا واحدًا للتنشئة الاجتماعية ، كما لو كان يتبادلهما. لربط نواة ذرتين ، يجب أن تكون الإلكترونات في الفراغ بين النوى. تسمى هذه المنطقة في الجزيء منطقة الربط (المنطقة التي يرجح أن يبقى فيها زوج الإلكترون في الجزيء). من أجل حدوث تبادل الإلكترونات غير الزوجية في الذرات ، من الضروري تداخل المدارات الذرية (الشكل 10.11). هذا هو عمل آلية التبادل لتشكيل رابطة كيميائية تساهمية. يمكن أن تتداخل المدارات الذرية فقط إذا كان لها نفس خصائص التناظر حول المحور الداخلي (الشكل 10 ، 11 ، 22).

أرز. 22. تداخل AO الذي لا يؤدي إلى تكوين رابطة كيميائية.

المتبرع المتقبل وآليات Dative.

ترتبط آلية متلقي المتبرع بنقل زوج وحيد من الإلكترونات من ذرة إلى مدار ذري شاغر لذرة أخرى. على سبيل المثال ، تكوين أيون -:

يقبل p-AO الشاغر في ذرة البورون في جزيء BF 3 زوجًا من الإلكترونات من أيون الفلورايد (المتبرع). في الأنيون الناتج ، أربعة روابط تساهمية BF متكافئة في الطول والطاقة. في الجزيء الأصلي ، تم تشكيل جميع الروابط الثلاثة B-F بواسطة آلية التبادل.

يمكن للذرات التي يتكون غلافها الخارجي من إلكترونات s أو p فقط أن تكون إما مانحة أو متقبلة لزوج وحيد من الإلكترونات. يمكن للذرات التي تحتوي على إلكترونات تكافؤ أيضًا على d-AO أن تعمل في نفس الوقت كمانحة ومقبلة. للتمييز بين هاتين الآليتين ، تم تقديم مفاهيم آلية dative لتشكيل الرابطة.

أبسط مثال على آلية الجر هو تفاعل ذرتين من الكلور.

تشكل ذرتا كلور في جزيء الكلور رابطة تساهمية متبادلة من خلال الجمع بين إلكتروناتها غير المزدوجة 3p. بالإضافة إلى ذلك ، تنقل ذرة Cl-1 الزوج الوحيد من الإلكترونات 3p 5 - AO إلى ذرة Cl- 2 إلى 3d-AO الشاغر ، وتنقل ذرة Cl- 2 نفس زوج الإلكترونات إلى 3d-AO الشاغر. ذرة Cl- 1. تقوم كل ذرة في نفس الوقت بوظائف المتلقي والمانح. هذه هي آلية الجر. يعمل عمل آلية الجرذ على زيادة قوة الرابطة ، وبالتالي فإن جزيء الكلور أقوى من جزيء الفلور.

اتصالات معقدة.

وفقًا لمبدأ آلية المتلقي المانح ، يتم تكوين فئة ضخمة من المركبات الكيميائية المعقدة - مركبات معقدة.

المركبات المعقدة عبارة عن مركبات تحتوي في تكوينها على أيونات معقدة قادرة على التواجد في شكل بلوري وفي محلول ، بما في ذلك أيون مركزي أو ذرة مرتبطة بأيونات سالبة الشحنة أو جزيئات متعادلة بواسطة روابط تساهمية تكونت بواسطة آلية متلقي المانح.

هيكل المركبات المعقدة حسب Werner.

تتكون المركبات المعقدة من كرة داخلية (أيون مركب) وكرة خارجية. يتم الاتصال بين أيونات الكرة الداخلية وفقًا لآلية المتبرع المتلقي. يُطلق على المستقبلات عوامل معقدة ، ويمكن أن تكون غالبًا أيونات معدنية موجبة (باستثناء معادن مجموعة IA) التي تحتوي على مدارات شاغرة. تزداد القدرة على التكوين المعقد مع زيادة شحنة الأيون وانخفاض حجمه.

يُطلق على المتبرعين بزوج الإلكترون اسم روابط أو إضافات. الروابط هي جزيئات محايدة أو أيونات سالبة الشحنة. يتم تحديد عدد الروابط بواسطة رقم التنسيق لعامل المركب ، والذي ، كقاعدة عامة ، يساوي ضعف تكافؤ أيون المركب. الترابطات إما أحادية أو متعددة. يتم تحديد انبعاج ligand من خلال عدد مواقع التنسيق التي يشغلها ligand في مجال التنسيق لعامل المركب. على سبيل المثال ، يجند F - - monodentate ligand ، S 2 O 3 2- - يجند ثنائي الهوية. شحنة الكرة الداخلية تساوي المجموع الجبري لشحنات الأيونات المكونة لها. إذا كان للكرة الداخلية شحنة سالبة ، فهي مركب أنيوني ؛ وإذا كانت موجبة ، فهي مركب كاتيوني. تسمى المجمعات الكاتيونية باسم أيون المعقد باللغة الروسية ، في المجمعات الأنيونية ، يُطلق على العامل المركب باللاتينية مع إضافة اللاحقة - في. الاتصال بين المجالات الخارجية والداخلية في مركب معقد أيوني.

مثال: ك 2 - رباعي هيدروكسوزينكات البوتاسيوم ، مركب أنيوني.

2- - المجال الداخلي

2K + - الكرة الخارجية

Zn 2+ - عامل معقد

يا - - الروابط

رقم التنسيق - 4

العلاقة بين المجالات الخارجية والداخلية أيونية:

K 2 \ u003d 2K + + 2-.

الرابطة بين مجموعتي Zn 2+ أيون والهيدروكسيل تساهمية ، تتكون من آلية متلقي المانح: OH - - المانحون ، Zn 2+ - متقبل.

Zn 0: ... 3d 10 4s 2

Zn 2+: ... 3d 10 4s 0 p 0 d 0

أنواع المركبات المعقدة:

1. الأمونيا - يجند جزيء الأمونيا.

Cl 2 - كلوريد رباعي أمين النحاس (II). يتم الحصول على الأمونيا من خلال عمل الأمونيا على المركبات التي تحتوي على عامل معقد.

2. مركبات الهيدروكسو - OH - الروابط.

Na هو رباعي هيدروكسي ألومينات الصوديوم. يتم الحصول على معقدات الهيدروكسو عن طريق عمل فائض من القلويات على هيدروكسيدات المعادن ، والتي لها خصائص مذبذبة.

3. Aquacomplexes - روابط جزيء الماء.

Cl 3 هو كلوريد سداسي أكواكروميوم (III). يتم الحصول على المركبات المائية عن طريق تفاعل الأملاح اللامائية مع الماء.

4. معقدات الأحماض - أنيونات الأحماض الرابطة - Cl -، F -، CN -، SO 3 2-، I -، NO 2 -، C 2 O 4 - وغيرها.

ك 4 - سداسي فرات البوتاسيوم (II). يتم الحصول عليها عن طريق تفاعل فائض من الملح الذي يحتوي على يجند على ملح يحتوي على عامل معقد.

الطريقة المدارية الجزيئية.

يشرح MVS جيدًا تكوين وبنية العديد من الجزيئات ، لكن هذه الطريقة ليست عالمية. على سبيل المثال ، لا تعطي طريقة روابط التكافؤ تفسيرًا مرضيًا لوجود الأيون
، على الرغم من وجود أيون هيدروجين جزيئي قوي إلى حد ما في نهاية القرن التاسع عشر
: طاقة كسر السندات هنا هي 2.65 فولت. ومع ذلك ، لا يمكن تشكيل أي زوج إلكترون في هذه الحالة ، منذ تكوين الأيون
يتم تضمين إلكترون واحد فقط.

تتيح الطريقة المدارية الجزيئية (MMO) شرح عدد من التناقضات التي لا يمكن تفسيرها باستخدام طريقة رابطة التكافؤ.

الأحكام الأساسية للمنظمة البحرية الدولية.

عندما يتفاعل مداريان ذريان ، يتم تكوين مدارين جزيئيين. وفقًا لذلك ، عندما تتفاعل المدارات الذرية n ، تتشكل المدارات الجزيئية n.

تنتمي الإلكترونات الموجودة في الجزيء بالتساوي إلى جميع نوى الجزيء.

من المداريين الجزيئيين المتكونين ، يمتلك أحدهما طاقة أقل من المدار الأصلي ، هو الترابط المداري الجزيئي، والآخر لديه طاقة أعلى من الأصلي ، هو كذلك المداري الجزيئي antibonding.

تستخدم MMO مخططات الطاقة بدون مقياس.

عند ملء المستويات الفرعية للطاقة بالإلكترونات ، يتم استخدام نفس القواعد المستخدمة في المدارات الذرية:

مبدأ الحد الأدنى من الطاقة ، أي يتم ملء المستويات الفرعية ذات الطاقة المنخفضة أولاً ؛

مبدأ باولي: في كل مستوى فرعي من الطاقة لا يمكن أن يكون هناك أكثر من إلكترونين مع دوران مضاد للتوازي ؛

قاعدة هوند: تمتلئ المستويات الفرعية للطاقة بطريقة يكون فيها الدوران الكلي هو الحد الأقصى.

تعدد الاتصالات. تعدد الاتصالاتفي IMO يتم تحديده من خلال الصيغة:

عندما K p = 0 ، لا تتشكل أي رابطة.

أمثلة.

1. هل يمكن أن يوجد جزيء H 2؟

أرز. 23. مخطط تكوين جزيء الهيدروجين H 2.

الخلاصة: جزيء H 2 سيوجد ، منذ تعدد الرابطة Kp \ u003e 0.

2. هل يمكن أن يوجد جزيء هو 2؟

أرز. 24. مخطط تكوين جزيء الهليوم هو 2.

الخلاصة: جزيء He 2 لن يكون موجودًا ، لأن تعدد الروابط Kp = 0.

3. هل يمكن أن يوجد جسيم H 2 +؟

أرز. 25. مخطط تكوين جسيم H 2 +.

يمكن أن يوجد جسيم H 2 + ، لأن تعدد الرابطة Kp> 0.

4. هل يمكن أن يوجد جزيء O 2؟

أرز. 26. مخطط تكوين جزيء O 2.

يوجد جزيء O 2. يستنتج من الشكل 26 أن جزيء الأكسجين له إلكترونان غير متزاوجين. بسبب هذين الإلكترونين ، يكون جزيء الأكسجين مغناطيسيًا.

وهكذا تشرح طريقة المدارات الجزيئية الخصائص المغناطيسية للجزيئات.

التفاعل بين الجزيئات.

يمكن تقسيم جميع التفاعلات بين الجزيئات إلى مجموعتين: عالميو محدد. تظهر العناصر العالمية في جميع الجزيئات دون استثناء. غالبًا ما تسمى هذه التفاعلات اتصال أو قوات فان دير فال. على الرغم من ضعف هذه القوى (الطاقة لا تتجاوز ثمانية كيلوجول / مول) ، إلا أنها السبب في انتقال معظم المواد من الحالة الغازية إلى الحالة السائلة ، وامتصاص الغازات بواسطة أسطح المواد الصلبة ، وظواهر أخرى. طبيعة هذه القوى هي كهرباء.

القوى الرئيسية للتفاعل:

1). تفاعل ثنائي القطب (التوجه)موجود بين الجزيئات القطبية.

يكون التفاعل التوجيهي أكبر ، وكلما زادت لحظات ثنائي القطب ، كلما قلت المسافة بين الجزيئات ، وانخفضت درجة الحرارة. لذلك ، كلما زادت طاقة هذا التفاعل ، زادت درجة الحرارة التي يجب تسخين المادة عندها حتى تغلي.

2). التفاعل الاستقرائييحدث عندما يكون هناك اتصال بين الجزيئات القطبية وغير القطبية في مادة ما. يتم تحفيز ثنائي القطب في جزيء غير قطبي نتيجة للتفاعل مع الجزيء القطبي.

Cl  + - Cl  - ... Al  + Cl  - 3

تزداد طاقة هذا التفاعل مع زيادة قابلية استقطاب الجزيئات ، أي قدرة الجزيئات على تكوين ثنائي القطب تحت تأثير المجال الكهربائي. طاقة التفاعل الاستقرائي أقل بكثير من طاقة التفاعل ثنائي القطب.

3). تفاعل التشتت- هذا هو تفاعل الجزيئات غير القطبية بسبب ثنائيات الأقطاب اللحظية التي تنشأ بسبب التقلبات في كثافة الإلكترون في الذرات.

في سلسلة من المواد من نفس النوع ، يزداد تفاعل التشتت مع زيادة حجم الذرات التي تتكون منها جزيئات هذه المواد.

4) قوى دافعةناتجة عن تفاعل السحب الإلكترونية للجزيئات وتظهر عندما يتم الاقتراب منها بشكل أكبر.

تشمل التفاعلات المحددة بين الجزيئات جميع أنواع تفاعلات المتبرع والمستقبل ، أي تلك المرتبطة بنقل الإلكترونات من جزيء إلى آخر. تتميز الرابطة الناتجة بين الجزيئات بجميع السمات المميزة للرابطة التساهمية: التشبع والاتجاه.

الرابطة الكيميائية المكونة من الهيدروجين الموجب الاستقطاب الذي هو جزء من مجموعة قطبية أو جزيء والذرة الكهربية من جزيء آخر أو نفس الجزيء تسمى رابطة هيدروجينية. على سبيل المثال ، يمكن تمثيل جزيئات الماء على النحو التالي:

الخطوط الصلبة عبارة عن روابط تساهمية قطبية داخل جزيئات الماء بين ذرات الهيدروجين والأكسجين ؛ تشير النقاط إلى الروابط الهيدروجينية. سبب تكوين الروابط الهيدروجينية هو أن ذرات الهيدروجين خالية عمليًا من قذائف الإلكترون: يتم إزاحة إلكتروناتها الوحيدة إلى ذرات الأكسجين في جزيئاتها. يسمح هذا للبروتونات ، على عكس الكاتيونات الأخرى ، بالاقتراب من نوى ذرات الأكسجين للجزيئات المجاورة دون التعرض للتنافر من قذائف الإلكترون لذرات الأكسجين.

تتميز الرابطة الهيدروجينية بطاقة ربط تتراوح من 10 إلى 40 كيلو جول / مول. ومع ذلك ، فإن هذه الطاقة كافية للتسبب رابطة الجزيئاتهؤلاء. ارتباطها في ثنائيات أو بوليمرات ، والتي توجد في بعض الحالات ليس فقط في الحالة السائلة للمادة ، ولكن يتم الاحتفاظ بها أيضًا عندما تنتقل إلى بخار.

على سبيل المثال ، يوجد فلوريد الهيدروجين في الطور الغازي كثنائي.

في الجزيئات العضوية المعقدة ، توجد روابط هيدروجينية بين الجزيئات وروابط هيدروجين داخل الجزيئية.

لا يمكن للجزيئات التي تحتوي على روابط هيدروجين جزيئية أن تدخل في روابط هيدروجينية بين الجزيئية. لذلك ، فإن المواد التي تحتوي على مثل هذه الروابط لا تشكل روابط ، فهي أكثر تقلبًا ، ولها لزوجة أقل ، ونقاط انصهار وغليان من أيزومراتها القادرة على تكوين روابط هيدروجينية بين الجزيئات.

خصائص الروابط الكيميائية

عقيدة الرابطة الكيميائية هي أساس كل الكيمياء النظرية. الرابطة الكيميائية هي تفاعل بين الذرات التي تربطها بالجزيئات والأيونات والجذور والبلورات. هناك أربعة أنواع من الروابط الكيميائية: الأيونية والتساهمية والمعدنية والهيدروجين. يمكن احتواء أنواع مختلفة من الروابط في نفس المواد.

1. في القواعد: بين ذرات الأكسجين والهيدروجين في مجموعات الهيدروكسو ، تكون الرابطة تساهمية قطبية ، وبين المعدن ومجموعة الهيدروكسو أيونية.

2. في أملاح الأحماض المحتوية على الأكسجين: بين ذرة غير فلزية وأكسجين بقايا الحمض - قطبي تساهمي ، وبين المعدن وبقايا الحمض - أيوني.

3. في أملاح الأمونيوم ، ميثيل الأمونيوم ، إلخ ، بين ذرات النيتروجين والهيدروجين - قطبي تساهمي ، وبين أيونات الأمونيوم أو ميثيل الأمونيوم وبقايا الحمض - أيوني.

4. في أكسيد الفوق المعدني (على سبيل المثال ، Na 2 O 2) ، تكون الرابطة بين ذرات الأكسجين تساهمية غير قطبية ، وبين المعدن والأكسجين أيوني ، إلخ.

سبب وحدة جميع أنواع وأنواع الروابط الكيميائية هو طبيعتها الكيميائية المتطابقة - التفاعل بين الإلكترون والنووي. إن تكوين رابطة كيميائية في أي حال هو نتيجة تفاعل إلكترون نووي للذرات ، مصحوبًا بإطلاق الطاقة.

طرق تكوين الرابطة التساهمية

الرابطة الكيميائية التساهمية- هذه رابطة تحدث بين الذرات بسبب تكوين أزواج إلكترونية مشتركة.

عادة ما تكون المركبات التساهمية عبارة عن غازات أو سوائل أو مواد صلبة منخفضة الذوبان نسبيًا. أحد الاستثناءات النادرة هو الماس ، الذي يذوب فوق 3500 درجة مئوية. ويرجع ذلك إلى بنية الماس ، وهو عبارة عن شبكة متصلة من ذرات الكربون المرتبطة تساهميًا ، وليس مجموعة من الجزيئات الفردية. في الواقع ، أي بلورة ماسية ، بغض النظر عن حجمها ، هي جزيء ضخم.

تحدث الرابطة التساهمية عندما تتحد إلكترونات ذرتين غير فلزيتين معًا. الهيكل الناتج يسمى جزيء.

يمكن أن تكون آلية تشكيل مثل هذا السند التبادل والمانح متقبل.

في معظم الحالات ، تمتلك ذرتان مترابطتان تساهميًا كهرسلبية مختلفة ، ولا تنتمي الإلكترونات المشتركة إلى الذرتين بالتساوي. في معظم الأحيان تكون أقرب إلى ذرة من الأخرى. في جزيء كلوريد الهيدروجين ، على سبيل المثال ، تقع الإلكترونات التي تشكل رابطة تساهمية بالقرب من ذرة الكلور ، نظرًا لأن كهرسلبيتها أعلى من تلك الموجودة في الهيدروجين. ومع ذلك ، فإن الاختلاف في القدرة على جذب الإلكترونات ليس كبيرًا لدرجة أن هناك انتقالًا كاملاً للإلكترون من ذرة الهيدروجين إلى ذرة الكلور. لذلك ، يمكن النظر إلى الرابطة بين ذرات الهيدروجين والكلور على أنها تقاطع بين رابطة أيونية (نقل إلكتروني كامل) ورابطة تساهمية غير قطبية (ترتيب متماثل لزوج من الإلكترونات بين ذرتين). يُشار إلى الشحنة الجزئية على الذرات بالحرف اليوناني δ. تسمى هذه الرابطة الرابطة التساهمية القطبية ، ويقال أن جزيء كلوريد الهيدروجين قطبي ، أي أن له نهاية موجبة الشحنة (ذرة الهيدروجين) ونهاية سالبة الشحنة (ذرة الكلور).

1. تعمل آلية التبادل عندما تشكل الذرات أزواج إلكترون مشتركة من خلال الجمع بين إلكترونات غير متزاوجة.

1) H 2 - الهيدروجين.

تنشأ الرابطة بسبب تكوين زوج إلكترون مشترك بواسطة إلكترونات s من ذرات الهيدروجين (تداخل مدارات s).

2) حمض الهيدروكلوريك - كلوريد الهيدروجين.

تنشأ الرابطة بسبب تكوين زوج إلكترون مشترك من الإلكترونات s و p (متداخلة s-p-orbitals).

3) Cl 2: في جزيء الكلور ، تتشكل رابطة تساهمية بسبب إلكترونات p غير مقترنة (مدارات p-p متداخلة).

4) ن 2: في جزيء النيتروجين ، يتم تكوين ثلاثة أزواج إلكترونية مشتركة بين الذرات.

آلية المتبرع المتقبل لتشكيل الرابطة التساهمية

جهات مانحةلديه زوج إلكترون متقبل- مدار حر يمكن أن يشغله هذا الزوج. في أيون الأمونيوم ، جميع الروابط الأربعة مع ذرات الهيدروجين تساهمية: تم تشكيل ثلاثة بسبب إنشاء أزواج إلكترون مشتركة بواسطة ذرة النيتروجين وذرات الهيدروجين بواسطة آلية التبادل ، واحدة - بواسطة آلية المتبرع المتلقي. يتم تصنيف الروابط التساهمية وفقًا للطريقة التي تتداخل بها مدارات الإلكترون ، وكذلك وفقًا لإزاحتها إلى إحدى الذرات المرتبطة. تسمى الروابط الكيميائية التي تشكلت نتيجة تداخل مدارات الإلكترون على طول خط الرابطة σ -روابط(سندات سيجما). رابطة سيجما قوية جدا.

يمكن أن تتداخل المدارات p في منطقتين ، وتشكل رابطة تساهمية بسبب التداخل الجانبي.

تشكلت الروابط الكيميائية نتيجة التداخل "الجانبي" لمدارات الإلكترون خارج خط الاتصال ، أي في منطقتين ، تسمى روابط pi.

وفقًا لدرجة إزاحة أزواج الإلكترونات الشائعة إلى إحدى الذرات المرتبطة بها ، يمكن أن تكون الرابطة التساهمية قطبية وغير قطبية. تسمى الرابطة الكيميائية التساهمية التي تتكون بين الذرات التي لها نفس القدرة الكهربية اللاقطبية. لا يتم إزاحة أزواج الإلكترونات إلى أي ذرات ، لأن الذرات لها نفس الكهربية - خاصية جذب إلكترونات التكافؤ من الذرات الأخرى إليها. علي سبيل المثال،

على سبيل المثال ، تتشكل جزيئات المواد غير المعدنية البسيطة من خلال رابطة تساهمية غير قطبية. تسمى الرابطة الكيميائية التساهمية بين ذرات العناصر التي تختلف سلبيتها الكهربية بالقطبية.

على سبيل المثال ، NH 3 هي الأمونيا. النيتروجين عنصر كهرسلبي أكثر من الهيدروجين ، لذلك يتم إزاحة أزواج الإلكترونات المشتركة نحو ذرتها.

خصائص الرابطة التساهمية: طول الرابطة والطاقة

الخصائص المميزة للرابطة التساهمية هي طولها وطاقتها. طول الرابطة هو المسافة بين نوى الذرات. الرابطة الكيميائية أقوى كلما كان طولها أقصر. ومع ذلك ، فإن مقياس قوة الرابطة هو طاقة الرابطة ، والتي يتم تحديدها من خلال كمية الطاقة المطلوبة لكسر الرابطة. يقاس عادة بوحدة kJ / mol. وبالتالي ، وفقًا للبيانات التجريبية ، فإن أطوال روابط جزيئات H 2 و Cl 2 و N 2 هي 0.074 و 0.198 و 0.109 نانومتر على التوالي ، وطاقات الربط 436 و 242 و 946 كيلوجول / مول ، على التوالي.

أيونات. الرابطة الأيونية

هناك احتمالان رئيسيان لأن تمتثل الذرة لقاعدة الثمانيات. أولها تكوين رابطة أيونية. (والثاني هو تكوين رابطة تساهمية ، والتي سيتم مناقشتها أدناه). عندما تتشكل رابطة أيونية ، تفقد ذرة معدنية إلكتروناتها ، وتكسب ذرة غير فلزية.

تخيل أن ذرتين "تلتقيان": ذرة فلز من المجموعة الأولى وذرة غير معدنية من المجموعة السابعة. تحتوي الذرة المعدنية على إلكترون واحد في مستوى طاقتها الخارجية ، بينما تفتقر الذرة غير المعدنية إلى إلكترون واحد فقط لإكمال مستواها الخارجي. ستعطي الذرة الأولى الثانية إلكترونًا بعيدًا عن النواة ومرتبطًا بها بشكل ضعيف ، والثانية ستعطيها مكانًا مجانيًا على مستواها الإلكتروني الخارجي. ثم تصبح الذرة ، المحرومة من إحدى شحناتها السالبة ، جسيمًا موجب الشحنة ، ويتحول الثاني إلى جسيم سالب الشحنة بسبب الإلكترون المستقبَل. تسمى هذه الجسيمات أيونات.

هذه رابطة كيميائية تحدث بين الأيونات. تسمى الأرقام التي توضح عدد الذرات أو الجزيئات بالمعاملات ، وتسمى الأرقام التي توضح عدد الذرات أو الأيونات في الجزيء بالمؤشرات.

اتصال معدني

المعادن لها خصائص محددة تختلف عن تلك الخاصة بالمواد الأخرى. هذه الخصائص هي نقاط انصهار عالية نسبيًا ، والقدرة على عكس الضوء ، والتوصيل الحراري والكهربائي العالي. ترجع هذه الميزات إلى وجود نوع خاص من السندات - الرابطة المعدنية في المعادن.

الرابطة المعدنية هي رابطة بين الأيونات الموجبة في البلورات المعدنية ، ويتم تنفيذها عن طريق جذب الإلكترونات التي تتحرك بحرية عبر البلورة. تحتوي ذرات معظم المعادن في المستوى الخارجي على عدد صغير من الإلكترونات - 1 ، 2 ، 3. هذه الإلكترونات تقطع بسهولة، والذرات تتحول إلى أيونات موجبة. تنتقل الإلكترونات المنفصلة من أيون إلى آخر ، وتربطها في كل واحد. بالاتصال بالأيونات ، تشكل هذه الإلكترونات الذرات مؤقتًا ، ثم تنفصل مرة أخرى وتتحد مع أيون آخر ، وما إلى ذلك. تحدث العملية بلا نهاية ، والتي يمكن تصويرها بشكل تخطيطي على النحو التالي:

وبالتالي ، في حجم المعدن ، يتم تحويل الذرات باستمرار إلى أيونات والعكس صحيح. تسمى الرابطة في المعادن بين الأيونات عن طريق الإلكترونات الاجتماعية بالمعدن. للرابطة المعدنية بعض أوجه التشابه مع الرابطة التساهمية ، لأنها تقوم على التنشئة الاجتماعية للإلكترونات الخارجية. ومع ذلك ، في الرابطة التساهمية ، تكون الإلكترونات الخارجية غير المزاوجة لذرتين متجاورتين فقط اجتماعية ، بينما في الرابطة المعدنية ، تشارك جميع الذرات في التنشئة الاجتماعية لهذه الإلكترونات. هذا هو السبب في أن البلورات ذات الرابطة التساهمية هشة ، في حين أن البلورات ذات الرابطة المعدنية ، كقاعدة عامة ، بلاستيكية ، موصلة للكهرباء ، ولها لمعان معدني.

الرابطة المعدنية هي خاصية مميزة لكل من المعادن النقية ومخاليط من المعادن المختلفة - السبائك الموجودة في الحالة الصلبة والسائلة. ومع ذلك ، في حالة البخار ، ترتبط ذرات المعدن برابطة تساهمية (على سبيل المثال ، يستخدم بخار الصوديوم لملء مصابيح الضوء الأصفر لإضاءة شوارع المدن الكبيرة). تتكون أزواج المعادن من جزيئات فردية (أحادية الذرة وثنائية الذرة).

تختلف الرابطة المعدنية عن الرابطة التساهمية في قوتها أيضًا: طاقتها أقل 3-4 مرات من طاقة الرابطة التساهمية.

طاقة الرابطة - الطاقة المطلوبة لكسر الرابطة الكيميائية في جميع الجزيئات التي تشكل مولًا واحدًا من مادة. عادة ما تكون طاقات الروابط التساهمية والأيونية عالية وتتراوح بين 100-800 كيلوجول / مول.

رابطة الهيدروجين

الرابطة الكيميائية بين ذرات الهيدروجين المستقطبة إيجابيا لجزيء واحد(أو أجزاء منها) و ذرات ذات استقطاب سلبي لعناصر كهربية بقوةبعد منح أزواج الإلكترون (F ، O ، N وغالبًا ما يكون S و Cl) ، يسمى جزيء آخر (أو أجزاء منه) الهيدروجين. آلية تكوين الرابطة الهيدروجينية هي كهرباء ساكنة جزئيًا ، جزئيًا شخصية onor-Acceptor.

أمثلة على الروابط الهيدروجينية بين الجزيئات:

في وجود مثل هذه الرابطة ، حتى المواد ذات الوزن الجزيئي المنخفض يمكن في ظل الظروف العادية أن تكون سوائل (كحول ، ماء) أو غازات تسييل بسهولة (الأمونيا ، فلوريد الهيدروجين). في البوليمرات الحيوية - البروتينات (بنية ثانوية) - توجد رابطة هيدروجين داخل الجزيئية بين أكسجين الكربونيل وهيدروجين المجموعة الأمينية:

جزيئات Polynucleotide - DNA (حمض الديوكسي ريبونوكلييك) - عبارة عن حلزون مزدوج حيث ترتبط سلسلتان من النيوكليوتيدات ببعضهما البعض بواسطة روابط هيدروجينية. في هذه الحالة ، يعمل مبدأ التكامل ، أي تتشكل هذه الروابط بين أزواج معينة تتكون من قواعد البيورين والبيريميدين: يقع الثايمين (T) مقابل نوكليوتيد الأدينين (A) ، ويقع السيتوزين (C) مقابل الجوانين ( ز).

المواد التي لها رابطة هيدروجينية لها شبكات بلورية جزيئية.

الغلاف الخارجي لجميع العناصر ، باستثناء الغازات النبيلة ، غير مكتمل وفي عملية التفاعل الكيميائي تكون مكتملة.

تتكون الرابطة الكيميائية بسبب إلكترونات غلاف الإلكترون الخارجي ، ولكن يتم تنفيذها بطرق مختلفة.

هناك ثلاثة أنواع رئيسية من الروابط الكيميائية:

الرابطة التساهمية وأنواعها: الرابطة التساهمية القطبية وغير القطبية ؛

رابطة أيونية

اتصال معدني.

الرابطة الأيونية

الرابطة الكيميائية الأيونية هي رابطة تشكلت عن طريق الجذب الكهروستاتيكي للكاتيونات للأنيونات.

تحدث الرابطة الأيونية بين الذرات التي تختلف بشكل حاد عن بعضها البعض في قيم الكهربية ، لذلك فإن زوج الإلكترونات التي تشكل الرابطة يتحول بقوة إلى إحدى الذرات ، بحيث يمكن اعتبارها تنتمي إلى ذرة هذا العنصر.

الكهربية هي قدرة ذرات العناصر الكيميائية على جذب إلكتروناتها وإلكترونات الآخرين.

يتم شرح طبيعة الرابطة الأيونية وهيكل وخصائص المركبات الأيونية من وجهة نظر النظرية الكهروستاتيكية للروابط الكيميائية.

تكوين الكاتيون: M 0 - n e - \ u003d M n +

تشكيل أنيون: HeM 0 + n e - \ u003d HeM n-

على سبيل المثال: 2Na 0 + Cl 2 0 = 2Na + Cl -

أثناء احتراق الصوديوم المعدني في الكلور ، نتيجة لتفاعل الأكسدة والاختزال ، تتشكل الكاتيونات من عنصر الصوديوم شديد الحساسية وأنيونات عنصر الكلور الكهربية بقوة.

الخلاصة: تتكون رابطة كيميائية أيونية بين الذرات المعدنية وغير المعدنية ، والتي تختلف اختلافًا كبيرًا في الكهربية.

على سبيل المثال: CaF 2 KCl Na 2 O MgBr 2 إلخ.

الروابط التساهمية غير القطبية والقطبية

الرابطة التساهمية هي رابطة الذرات بمساعدة أزواج الإلكترون المشتركة (المشتركة بينهم).

الرابطة التساهمية غير القطبية

دعونا نفكر في ظهور رابطة تساهمية غير قطبية باستخدام مثال تكوين جزيء الهيدروجين من ذرتين من الهيدروجين. هذه العملية هي بالفعل تفاعل كيميائي نموذجي ، لأنه من مادة واحدة (الهيدروجين الذري) تتشكل مادة أخرى - الهيدروجين الجزيئي. علامة خارجية على "ربحية" الطاقة لهذه العملية هي إطلاق كمية كبيرة من الحرارة.

تندمج أغلفة الإلكترون لذرات الهيدروجين (مع إلكترون واحد لكل ذرة) في سحابة إلكترونية مشتركة (مدار جزيئي) ، حيث يخدم كلا الإلكترونين النواة ، بغض النظر عما إذا كانت هذه النواة "خاصة" أو "أجنبية". يشبه غلاف الإلكترون الجديد غلاف الإلكترون المكتمل لغاز الهليوم الخامل لإلكترونين: 1s 2.

في الممارسة العملية ، يتم استخدام طرق أبسط. على سبيل المثال ، اقترح الكيميائي الأمريكي جيه لويس في عام 1916 تعيين الإلكترونات بنقاط بجانب رموز العناصر. تمثل النقطة الواحدة إلكترونًا واحدًا. في هذه الحالة ، تتم كتابة تكوين جزيء الهيدروجين من الذرات على النحو التالي:

ضع في اعتبارك ارتباط ذرتين من الكلور 17 Cl (الشحنة النووية Z = 17) في جزيء ثنائي الذرة من وجهة نظر بنية غلاف الإلكترون للكلور.

يحتوي المستوى الإلكتروني الخارجي للكلور على s 2 + p 5 = 7 إلكترونات. نظرًا لأن إلكترونات المستويات الأدنى لا تشارك في التفاعل الكيميائي ، فإننا نشير بالنقاط فقط إلى إلكترونات المستوى الثالث الخارجي. يمكن ترتيب هذه الإلكترونات الخارجية (7 قطع) في شكل ثلاثة أزواج إلكترونية وإلكترون واحد غير مزدوج.

بعد أن تتحد إلكترونات غير مقترنة من ذرتين في جزيء ، يتم الحصول على زوج إلكترون جديد:

في هذه الحالة ، كل ذرة من ذرات الكلور محاطة بإلكترونات OCTETA. من السهل معرفة ما إذا كنت تدور حول أي من ذرات الكلور.

الرابطة التساهمية تتكون فقط من زوج من الإلكترونات يقع بين الذرات. يطلق عليه زوج منقسم. تسمى الأزواج المتبقية من الإلكترونات أزواج وحيدة. يملأون الأصداف ولا يشاركون في الربط.

تشكل الذرات روابط كيميائية نتيجة التنشئة الاجتماعية لعدد من الإلكترونات للحصول على تكوين إلكتروني مشابه للتكوين الإلكتروني الكامل لذرات العناصر النبيلة.

وفقًا لنظرية لويس وقاعدة الثمانيات ، يمكن إجراء الاتصال بين الذرات ليس بالضرورة بواسطة ذرة واحدة ، ولكن أيضًا من خلال اثنين أو حتى ثلاثة أزواج مشتركة ، إذا كان ذلك مطلوبًا بموجب قاعدة الثمانيات. تسمى هذه الروابط الروابط المزدوجة والثلاثية.

على سبيل المثال ، يمكن للأكسجين تكوين جزيء ثنائي الذرة بثمانية إلكترونات لكل ذرة فقط عند وضع زوجين مشتركين بين الذرات:

ذرات النيتروجين (2s 2 2p 3 على الغلاف الأخير) ترتبط أيضًا بجزيء ثنائي الذرة ، ولكن من أجل تنظيم ثماني من الإلكترونات ، فإنها تحتاج إلى ترتيب ثلاثة أزواج مقسمة فيما بينها:

الخلاصة: تحدث الرابطة التساهمية غير القطبية بين الذرات التي لها نفس القدرة الكهربية ، أي بين ذرات عنصر كيميائي واحد - عنصر غير فلزي.

على سبيل المثال: في جزيئات H 2 Cl 2 N 2 P 4 Br 2 - رابطة تساهمية غير قطبية.

الرابطة التساهمية

تحتل الرابطة التساهمية القطبية موقعًا وسيطًا بين الرابطة التساهمية البحتة والرابطة الأيونية. تمامًا مثل الأيونية ، يمكن أن تنشأ فقط بين ذرتين من أنواع مختلفة.

كمثال ، ضع في اعتبارك تكوين الماء في التفاعل بين ذرات الهيدروجين (Z = 1) والأكسجين (Z = 8). للقيام بذلك ، من الملائم كتابة الصيغ الإلكترونية للأغلفة الخارجية للهيدروجين (1s 1) والأكسجين (... 2s 2 2p 4).

اتضح أنه لهذا من الضروري أخذ ذرتين من الهيدروجين لكل ذرة أكسجين. ومع ذلك ، فإن الطبيعة تجعل خصائص ذرة الأكسجين أعلى من خصائص ذرة الهيدروجين (ستتم مناقشة أسباب ذلك بعد ذلك بقليل). لذلك ، فإن أزواج الإلكترون الملزمة في صيغة لويس للمياه تنتقل قليلاً إلى نواة ذرة الأكسجين. الرابطة في جزيء الماء تساهمية قطبية ، وتظهر الشحنات الجزئية الموجبة والسالبة على الذرات.

الخلاصة: تحدث الرابطة القطبية التساهمية بين الذرات ذات القدرة الكهربية المختلفة ، أي بين ذرات العناصر الكيميائية المختلفة - اللافلزات.

على سبيل المثال: في جزيئات HCl ، H 2 S ، NH 3 ، P 2 O 5 ، CH 4 - رابطة قطبية تساهمية.

الصيغ الهيكلية

في الوقت الحاضر ، من المعتاد تصوير أزواج الإلكترونات (أي الروابط الكيميائية) بين الذرات مع الشرطات ، وكل اندفاعة عبارة عن زوج مقسم من الإلكترونات. في هذه الحالة ، تبدو الجزيئات المألوفة لنا كما يلي:

تسمى الصيغ ذات الشرطات بين الذرات بالصيغ الهيكلية. في كثير من الأحيان في الصيغ الهيكلية ، لا يتم تصوير أزواج وحيدة من الإلكترونات.

الصيغ الهيكلية جيدة جدًا لتصوير الجزيئات: فهي توضح بوضوح كيف أن الذرات مترابطة ، وبأي ترتيب ، وبأي روابط.

زوج من الإلكترونات المترابطة في صيغ لويس هو نفسه شرطة واحدة في الصيغ الهيكلية.

السندات المزدوجة والثلاثية لها اسم شائع - السندات المتعددة. يقال أيضًا أن جزيء النيتروجين له ترتيب رابطة من ثلاثة. في جزيء الأكسجين ، يكون ترتيب الرابطة هو اثنان. ترتيب الرابطة في جزيئات الهيدروجين والكلور هو نفسه. لم يعد للهيدروجين والكلور روابط متعددة ، بل رابطة بسيطة.

ترتيب السندات هو عدد الأزواج المشتركة بين ذرتين مرتبطتين. ترتيب الاتصال فوق الثلاثة لا يحدث.