العناصر ذات الروابط التساهمية غير القطبية. الرابطة التساهمية. الخصائص الأساسية للروابط التساهمية

هناك أربعة أنواع رئيسية من الروابط الكيميائية:

1. الرابطة التساهمية يتم تنفيذها بواسطة أزواج الإلكترون المشتركة.يتم تشكيلها في نتيجة تداخل السحب الإلكترونية (المدارات) للذرات اللافلزية.كلما زاد تداخل السحب الإلكترونية، كلما كان أقوى الرابطة الكيميائية. يمكن أن تكون الروابط التساهمية قطبية أو غير قطبية. تساهمية غير قطبيةاتصاليحدث بين الذرات من نفس النوع والتي لها نفس السالبية الكهربية. (السالبية الكهربية هي خاصية الذرات لجذب الإلكترونات إلى نفسها). على سبيل المثال، يمكن توضيح تكوين جزيء الهيدروجين من خلال الرسم البياني:

ح . + . ح = ح ( : ) ح ح 2

أو ح . + . ح = ح - ح

يتم تشكيل جزيئات O 2، Cl 2، N 2، F 2، وما إلى ذلك بنفس الطريقة.

الرابطة التساهمية غير القطبية متناظرة. تنتمي السحابة الإلكترونية التي تتكون من زوج إلكترون مشترك (مشترك) إلى ذرتين بالتساوي.

التساهمية القطبيةاتصاليحدث بين الذرات التي تختلف في السالبية الكهربية، ولكن بشكل طفيف فقط. في هذه الحالة، ينزاح زوج الإلكترون المشترك نحو العنصر الأكثر سالبية كهربية، على سبيل المثال، عند تكوين جزيء كلوريد الهيدروجين، تنزاح السحابة الإلكترونية للرابطة نحو ذرة الكلور. وبسبب هذا الإزاحة تكتسب ذرة الكلور شحنة سالبة جزئية، وتكتسب ذرة الهيدروجين شحنة جزئية موجبة، ويكون الجزيء الناتج قطبيا.

H + Cl = H Cl H → Cl HCl

تتشكل جزيئات HBr، HI، HF، H 2 O، CH 4، وما إلى ذلك بشكل مشابه.

الروابط التساهميةهناك أعزب(يتم تنفيذه بواسطة زوج إلكترون مشترك واحد)، مزدوج(يتم تنفيذه بواسطة اثنين من أزواج الإلكترون المشتركة)، ثلاث مرات(يتم تنفيذها بواسطة ثلاثة أزواج إلكترونية مشتركة). على سبيل المثال، في الإيثان جميع الروابط أحادية، وفي الإيثيلين توجد رابطة مزدوجة، وفي الأسيتيلين توجد رابطة ثلاثية.

الإيثان: CH 3 –CH 3 الإيثيلين: CH 2 = CH 2 الأسيتيلين: CH ≡ CH

2. الرابطة الأيونيةيحدث في المركبات التي تتكون من ذرات العناصر التي تختلف بشكل كبير في السالبية الكهربية، أي ذات خصائص متعارضة تمامًا (ذرات المعادن وغير المعادن). الأيونات هي جسيمات مشحونة تتشكل فيها الذرات نتيجة فقدان أو اكتساب الإلكترونات.

تتشكل الرابطة الأيونية بسبب الجذب الكهروستاتيكي للأيونات المشحونة بشكل معاكس.على سبيل المثال، تتحول ذرة الصوديوم، التي تتخلى عن إلكترونها، إلى أيون موجب الشحنة، وتتحول ذرة الكلور، التي تقبل هذا الإلكترون، إلى أيون سالب الشحنة. بسبب التجاذب الكهروستاتيكي بين أيونات الصوديوم والكلور، الرابطة الأيونية:

نا + الكلورين نا + + الكلور – نا + الكلور –

توجد جزيئات كلوريد الصوديوم فقط في حالة بخار. في الحالة الصلبة (البلورية)، تتكون المركبات الأيونية من أيونات موجبة وسالبة مرتبة بانتظام. في هذه الحالة لا توجد جزيئات.

يمكن اعتبار الرابطة الأيونية حالة متطرفة من الرابطة التساهمية.

3. اتصال معدنيموجود في المعادن والسبائك. يتم ذلك بسبب التجاذب بين أيونات المعدن والإلكترونات المشتركة (وهي إلكترونات التكافؤ التي تركت مداراتها وتتحرك في جميع أنحاء قطعة المعدن بين الأيونات - "غاز الإلكترون").

4. رابطة الهيدروجين هو نوع من الرابطة التي تحدث بين ذرة الهيدروجين في جزيء واحد، والتي لها شحنة موجبة جزئية، وذرة كهربية من آخر أو نفس الجزيء. يمكن أن تكون الرابطة الهيدروجينية بين الجزيئات أو داخل الجزيئات. HF...HF...HF.يشار إليها بالنقاط. أضعف من التساهمية.

البيانات المتعلقة بطاقة التأين (IE)، وجزيرة الأمير إدوارد وتكوين الجزيئات المستقرة - قيمها الفعلية ومقارناتها - لكل من الذرات الحرة والذرات المرتبطة بالجزيئات، تسمح لنا بفهم كيفية تكوين الذرات للجزيئات من خلال آلية الترابط التساهمي.

الرابطة التساهمية- (من الكلمة اللاتينية "co" معًا و"vales" ذات قوة) (الرابطة المثلية القطبية)، رابطة كيميائية بين ذرتين تنشأ عند مشاركة الإلكترونات التي تنتمي إلى هذه الذرات. ترتبط الذرات الموجودة في جزيئات الغازات البسيطة بروابط تساهمية. تسمى الرابطة التي يوجد فيها زوج واحد من الإلكترونات رابطة واحدة؛ هناك أيضًا روابط مزدوجة وثلاثية.

دعونا نلقي نظرة على بعض الأمثلة لنرى كيف يمكننا استخدام قواعدنا لتحديد عدد الروابط الكيميائية التساهمية التي يمكن للذرة تكوينها إذا عرفنا عدد الإلكترونات الموجودة في الغلاف الخارجي لذرة معينة والشحنة الموجودة على نواتها. يتم تحديد شحنة النواة وعدد الإلكترونات الموجودة في الغلاف الخارجي بشكل تجريبي وإدراجها في جدول العناصر.

حساب العدد المحتمل من الروابط التساهمية

على سبيل المثال، دعونا نحسب عدد الروابط التساهمية التي يمكنها تكوين الصوديوم ( نا)،الألومنيوم (آل)،الفوسفور (ف)،والكلور ( الكلور). صوديوم ( نا)والألومنيوم( آل)لديهم، على التوالي، 1 و 3 إلكترونات في الغلاف الخارجي، ووفقًا للقاعدة الأولى (لآلية تكوين الرابطة التساهمية، يتم استخدام إلكترون واحد في الغلاف الخارجي)، يمكنهم تكوين: الصوديوم (نا)- 1 والألومنيوم ( آل)- 3 روابط تساهمية. بعد تكوين الرابطة يزداد عدد الإلكترونات الموجودة في الأغلفة الخارجية للصوديوم ( نا)والألومنيوم( آل)يساوي 2 و 6 على التوالي؛ أي أقل من العدد الأقصى (8) لهذه الذرات. الفوسفور ( ف)والكلور ( الكلور)لديها، على التوالي، 5 و 7 إلكترونات على الغلاف الخارجي، ووفقا للثاني من القوانين المذكورة أعلاه، فإنها يمكن أن تشكل 5 و 7 روابط تساهمية. ووفقا للقانون الرابع، وهو تكوين رابطة تساهمية، فإن عدد الإلكترونات الموجودة على الغلاف الخارجي لهذه الذرات يزيد بمقدار 1. ووفقا للقانون السادس، عند تكوين رابطة تساهمية، فإن عدد الإلكترونات الموجودة على الغلاف الخارجي من الذرات المرتبطة لا يمكن أن يكون أكثر من 8. وهذا هو الفوسفور ( ف)يمكن أن يشكل 3 روابط فقط (8-5 = 3)، بينما الكلور ( الكلور)يمكن أن تشكل واحدة فقط (8-7 = 1).

مثال:ومن خلال التحليل اكتشفنا أن هناك مادة معينة تتكون من ذرات الصوديوم (نا)والكلور ( الكلور). وبمعرفة انتظام آلية تكوين الروابط التساهمية يمكننا القول أن الصوديوم ( نا) يمكن أن تشكل رابطة تساهمية واحدة فقط. وهكذا يمكننا أن نفترض أن كل ذرة صوديوم ( نا)مرتبطة بذرة الكلور ( الكلور)من خلال رابطة تساهمية في هذه المادة، وأن هذه المادة مكونة من جزيئات الذرة كلوريد الصوديوم. الصيغة البنائية لهذا الجزيء: Na-Cl.هنا تشير الشرطة (-) إلى رابطة تساهمية. ويمكن إظهار الصيغة الإلكترونية لهذا الجزيء على النحو التالي:
. .
نا:الكلور:
. .
وفقا للصيغة الإلكترونية، على الغلاف الخارجي لذرة الصوديوم ( نا)الخامس كلوريد الصوديوميوجد إلكترونان، وعلى الغلاف الخارجي لذرة الكلور ( الكلور)هناك 8 إلكترونات. في هذه الصيغة، الإلكترونات (النقاط) بين ذرات الصوديوم ( نا)و الكلور (الكلور)هي الإلكترونات الرابطة. منذ جزيرة الأمير إدوارد للكلور ( الكلور)يساوي 13 فولت، وبالنسبة للصوديوم (نا)فهو يساوي 5.14 فولت، وزوج الإلكترونات المترابط أقرب بكثير إلى الذرة Clمن إلى ذرة نا. إذا كانت طاقات التأين للذرات التي تشكل الجزيء مختلفة تمامًا، فستكون الرابطة المتكونة القطبيةالرابطة التساهمية.

دعونا نفكر في حالة أخرى. وبناء على التحليل اكتشفنا أن مادة معينة تتكون من ذرات الألومنيوم ( آل)وذرات الكلور ( الكلور). في الألومنيوم ( آل)هناك 3 إلكترونات في الغلاف الخارجي؛ وبالتالي، يمكن أن تشكل 3 روابط كيميائية تساهمية في حين الكلور (الكلور)كما في الحالة السابقة، يمكن أن تشكل رابطة واحدة فقط. يتم تقديم هذه المادة على شكل AlCl3، ويمكن توضيح صيغته الإلكترونية على النحو التالي:

الشكل 3.1. الصيغة الإلكترونيةAlCl 3

التي صيغة هيكلها هي:
كل - آل - كل
Cl

وهذه الصيغة الإلكترونية توضح ذلك AlCl3على الغلاف الخارجي لذرات الكلور ( Cl) هناك 8 إلكترونات، بينما الغلاف الخارجي لذرة الألومنيوم ( آل)هناك 6 منها، ووفقا لآلية تكوين الرابطة التساهمية، فإن كلا الإلكترونات الرابطة (واحد من كل ذرة) تذهب إلى الأغلفة الخارجية للذرات المرتبطة.

روابط تساهمية متعددة

لا يمكن للذرات التي تحتوي على أكثر من إلكترون واحد في غلافها الخارجي أن تشكل روابط تساهمية واحدة، بل عدة روابط تساهمية مع بعضها البعض. تسمى هذه الاتصالات متعددة (في كثير من الأحيان مضاعفات) روابط. ومن أمثلة هذه الروابط روابط جزيئات النيتروجين ( ن= ن) والأكسجين ( س = س).

تسمى الرابطة التي تتكون عندما تتحد الذرات المفردة معًا الرابطة التساهمية المتجانسة، هإذا كانت الذرات مختلفة، تسمى الرابطة الرابطة التساهمية غير المتجانسة[البادئة اليونانية "homo" و"hetero" على التوالي تعني نفس الشيء ومختلفة].

دعونا نتخيل كيف يبدو الجزيء الذي يحتوي على ذرات مقترنة. أكثر جزيء بسيطمع الذرات المقترنة هو جزيء الهيدروجين.

الرابطة التساهمية(من اللاتينية "co" معًا و "vales" ذات القوة) يتم تنفيذها بسبب زوج الإلكترون الذي ينتمي إلى كلتا الذرتين. تتشكل بين ذرات غير معدنية.

السالبية الكهربية لللافلزات عالية جدًا، لذا متى التفاعل الكيميائيمن ذرتين غير معدنيتين، يكون النقل الكامل للإلكترونات من واحدة إلى أخرى (كما في الحالة) مستحيلا. في هذه الحالة، مطلوب تجميع الإلكترون لإكمال.

على سبيل المثال، دعونا نناقش تفاعل ذرات الهيدروجين والكلور:

H 1s 1 - إلكترون واحد

سل 1 ق 2 2 ق 2 2 ص 6 3 ق 2 3 ص5 - سبعة إلكترونات في المستوى الخارجي

تفتقر كل من الذرتين إلى إلكترون واحد لكي يكون لها إلكترون خارجي كامل قذيفة الإلكترون. وتخصص كل ذرة إلكترونًا واحدًا «للاستخدام المشترك». وبذلك يتم استيفاء قاعدة الثمانيات. من الأفضل تمثيل ذلك باستخدام صيغ لويس:

تكوين الرابطة التساهمية

تنتمي الإلكترونات المشتركة الآن إلى كلتا الذرتين. تحتوي ذرة الهيدروجين على إلكترونين (خاص بها والإلكترون المشترك لذرة الكلور)، وذرة الكلور بها ثمانية إلكترونات (خاص بها بالإضافة إلى الإلكترون المشترك لذرة الهيدروجين). يشكل هذان الإلكترونان المشتركان رابطة تساهمية بين ذرات الهيدروجين والكلور. يسمى الجسيم الناتج عن اتحاد ذرتين مركب.

الرابطة التساهمية اللاقطبية

يمكن أيضًا أن تتشكل رابطة تساهمية بين اثنين تطابقالذرات. على سبيل المثال:

يشرح هذا الرسم البياني سبب وجود الهيدروجين والكلور كجزيئات ثنائية الذرة. بفضل الاقتران والتشارك بين إلكترونين، من الممكن تحقيق قاعدة الثماني لكلا الذرتين.

بالإضافة إلى الروابط الفردية، يمكن تكوين رابطة تساهمية مزدوجة أو ثلاثية، كما هو الحال، على سبيل المثال، في جزيئات الأكسجين O 2 أو النيتروجين N 2. تحتوي ذرات النيتروجين على خمسة إلكترونات تكافؤ، لذا يلزم وجود ثلاثة إلكترونات إضافية لإكمال الغلاف. ويتم تحقيق ذلك من خلال مشاركة ثلاثة أزواج من الإلكترونات، كما هو موضح أدناه:

تكون المركبات التساهمية عادةً غازات أو سوائل أو مواد صلبة منخفضة الذوبان نسبيًا. أحد الاستثناءات النادرة هو الألماس، الذي ينصهر عند درجة حرارة تزيد عن 3500 درجة مئوية. ويفسر ذلك بنية الماس، وهو عبارة عن شبكة متواصلة من ذرات الكربون المترابطة تساهميا، وليس مجموعة من الجزيئات الفردية. في الواقع، أي بلورة ألماس، بغض النظر عن حجمها، هي جزيء واحد ضخم.

تحدث الرابطة التساهمية عندما تتحد إلكترونات ذرتين غير معدنيتين. ويسمى الهيكل الناتج جزيء.

الرابطة التساهمية القطبية

في معظم الحالات، يكون هناك ذرتان مرتبطتان تساهميًا مختلفالسالبية الكهربية والإلكترونات المشتركة لا تنتمي إلى ذرتين متساويتين. وفي أغلب الأحيان تكون أقرب إلى ذرة منها إلى أخرى. في جزيء كلوريد الهيدروجين، على سبيل المثال، تقع الإلكترونات التي تشكل رابطة تساهمية بالقرب من ذرة الكلور لأن سالبيتها الكهربية أعلى من الهيدروجين. ومع ذلك، فإن الفرق في القدرة على جذب الإلكترونات ليس كبيرًا بدرجة كافية لحدوث انتقال كامل للإلكترون من ذرة الهيدروجين إلى ذرة الكلور. لذلك، يمكن اعتبار الرابطة بين ذرات الهيدروجين والكلور بمثابة تقاطع بين الرابطة الأيونية (نقل الإلكترون الكامل) والرابطة التساهمية غير القطبية (ترتيب متماثل لزوج من الإلكترونات بين ذرتين). يُشار إلى الشحنة الجزئية للذرات بالحرف اليوناني δ. يسمى هذا الاتصال التساهمية القطبية الرابطة، ويقال إن جزيء كلوريد الهيدروجين قطبي، أي أن له نهاية موجبة الشحنة (ذرة الهيدروجين) ونهاية مشحونة سالبة (ذرة الكلور).

يسرد الجدول أدناه الأنواع الرئيسية من الروابط وأمثلة للمواد:

آلية التبادل والمتلقي والمانح لتكوين الرابطة التساهمية

1) آلية الصرف. تساهم كل ذرة بإلكترون واحد غير متزاوج في زوج إلكترون مشترك.

2) آلية المانح والمتقبل. توفر ذرة واحدة (المانحة) زوجًا من الإلكترونات، وتوفر الذرة الأخرى (المستقبلة) مدارًا فارغًا لذلك الزوج.

7.11. هيكل المواد ذات الروابط التساهمية

المواد التي، من بين جميع أنواع الروابط الكيميائية، لا يوجد سوى رابط تساهمي، تنقسم إلى مجموعتين غير متساويتين: جزيئية (كثيرة جدًا) وغير جزيئية (أقل بكثير).
بلورات صلبة المواد الجزيئيةتتكون من جزيئات مترابطة بشكل ضعيف بواسطة قوى التفاعل بين الجزيئات. هذه البلورات لا تتمتع بقوة وصلابة عالية (مثل الثلج أو السكر). كما أن درجات انصهارها وغليانها منخفضة أيضًا (انظر الجدول 22).

الجدول 22. درجات الانصهار والغليان لبعض المواد الجزيئية

مادة			مادة
ح 2	– 259	– 253	بي آر 2	– 7	58
ن 2	– 210	– 196	ماء	0	100
حمض الهيدروكلوريك	– 112	– 85	ص 4	44	257
نه 3	– 78	– 33	C10H8 (نفثالين)	80	218
SO 2	– 75	– 10	س 8	119

على عكس نظيراتها الجزيئية، تشكل المواد غير الجزيئية ذات الروابط التساهمية بلورات صلبة جدًا. وتنتمي بلورات الألماس (أصلب مادة) إلى هذا النوع.
في بلورة الماس (الشكل 7.5)، ترتبط كل ذرة كربون بأربع ذرات كربون أخرى عن طريق روابط تساهمية بسيطة (تهجين sp3). تشكل ذرات الكربون إطارًا ثلاثي الأبعاد. في الأساس، إن بلورة الماس بأكملها عبارة عن جزيء ضخم وقوي جدًا.
بلورات السيليكون، المستخدمة على نطاق واسع في الإلكترونيات الراديوية والهندسة الإلكترونية، لها نفس البنية.
إذا استبدلت نصف ذرات الكربون الموجودة في الماس بذرات السيليكون دون الإخلال ببنية إطار البلورة، فستحصل على بلورة من كربيد السيليكون SiC - وهي أيضًا مادة صلبة جدًا تستخدم كمادة كاشطة. ينتمي أيضًا رمل الكوارتز العادي (ثاني أكسيد السيليكون) إلى هذا النوع من المواد البلورية. الكوارتز جدا صلب; تحت اسم "الصنفرة" يتم استخدامه أيضًا كمادة كاشطة. يتم الحصول على بنية الكوارتز بسهولة عن طريق إدخال ذرات الأكسجين بين كل ذرتين من ذرات السيليكون في بلورة السيليكون. في هذه الحالة، سترتبط كل ذرة سيليكون بأربع ذرات أكسجين، وكل ذرة أكسجين مع ذرتي سيليكون.

تسمى بلورات الماس والسيليكون والكوارتز والهياكل المماثلة بالبلورات الذرية.
البلورة الذرية هي بلورة تتكون من ذرات عنصر واحد أو أكثر مرتبطة بروابط كيميائية.
الرابطة الكيميائية في البلورة الذرية يمكن أن تكون تساهمية أو معدنية.
كما تعلمون بالفعل، فإن أي بلورة ذرية، مثل البلورة الأيونية، هي "جزيء فائق" ضخم. لا يمكن تدوين الصيغة الهيكلية لمثل هذا "الجزيء الفائق" - يمكنك فقط إظهار شظيته، على سبيل المثال:

على عكس المواد الجزيئية، فإن المواد التي تشكل بلورات ذرية هي من بين أكثر المواد مقاومة للحرارة (انظر الجدول 23).

الجدول 23. درجات الانصهار والغليان لبعض المواد غير الجزيئيةمع الروابط التساهمية

تعتبر درجات حرارة الانصهار المرتفعة هذه مفهومة تمامًا إذا تذكرنا أنه عندما تذوب هذه المواد، لا يتم كسر الروابط الجزيئية الضعيفة، بل الروابط الكيميائية القوية. لنفس السبب، فإن العديد من المواد التي تشكل بلورات ذرية لا تذوب عند تسخينها، ولكنها تتحلل أو تتحول على الفور إلى حالة بخار (تسامى)، على سبيل المثال، يتسامي الجرافيت عند 3700 درجة مئوية.

السيليكون - سي.تبدو بلورات السيليكون الصلبة جدًا والهشة وكأنها معدنية، ولكنها مع ذلك ليست معدنية. وبناء على نوع الموصلية الكهربائية، تصنف هذه المادة على أنها مادة شبه موصلة، وهو ما يحدد أهميتها الهائلة في العالم الحديث. السيليكون هو أهم مادة أشباه الموصلات. أجهزة الراديو والتلفزيون والكمبيوتر والهواتف الحديثة والساعات الإلكترونية، الألواح الشمسيةوالعديد من الأجهزة المنزلية والصناعية الأخرى تحتوي على ترانزستورات ودوائر دقيقة وخلايا ضوئية مصنوعة من بلورات مفردة من السيليكون عالي النقاء كأهم العناصر الهيكلية. يستخدم السيليكون التقني في إنتاج الصلب والمعادن غير الحديدية. من حيث خصائصه الكيميائية، يعتبر السيليكون مادة خاملة إلى حد ما، ولا يتفاعل إلا عند درجات حرارة عالية.

ثاني أكسيد السيليكون – SiO2 .اسم آخر لهذه المادة هو السيليكا. يتواجد ثاني أكسيد السيليكون في الطبيعة في شكلين: بلوري وغير متبلور. العديد من الأحجار شبه الكريمة وأحجار الزينة هي أنواع من ثاني أكسيد السيليكون البلوري (الكوارتز): الكريستال الصخري، واليشب، والعقيق الأبيض، والعقيق. والأوبال هو شكل غير متبلور من السيليكا. وينتشر الكوارتز بشكل كبير في الطبيعة، وذلك لأن الكثبان الرملية الموجودة في الصحاري والضفاف الرملية للأنهار والبحار كلها عبارة عن رمال كوارتز. الكوارتز مادة بلورية عديمة اللون، صلبة جدًا ومقاومة للحرارة. إنه أقل صلابة من الماس وأكسيد الألمونيوم، ولكن، مع ذلك، يستخدم على نطاق واسع كمادة كاشطة. يستخدم رمل الكوارتز على نطاق واسع في البناء وصناعة مواد البناء. يستخدم زجاج الكوارتز في صناعة الأواني الزجاجية المختبرية والأدوات العلمية لأنه لا يتشقق عند تعرضه له التغيير المفاجئدرجة حرارة. وفقا لخاصتهم الخواص الكيميائيةالسيليكا - أكسيد الحمضولكنه يتفاعل مع القلويات فقط عند الانصهار. في درجات حرارة عالية، يتم استخدام ثاني أكسيد السيليكون والجرافيت لإنتاج كربيد السيليكون - كاربورندوم. الكاربورندوم هو ثاني أصلب مادة بعد الماس، ويستخدم أيضًا في صناعة عجلات الطحن و"ورق الصنفرة".

7.12. قطبية الرابطة التساهمية. كهرسلبية

تذكر أن الذرات المعزولة للعناصر المختلفة لها ميول مختلفة للتخلي عن الإلكترونات وقبولها. تستمر هذه الاختلافات بعد تكوين الرابطة التساهمية. أي أن ذرات بعض العناصر تميل إلى جذب زوج الإلكترونات من الرابطة التساهمية إلى نفسها بقوة أكبر من ذرات العناصر الأخرى.

خذ بعين الاعتبار الجزيء حمض الهيدروكلوريك.
باستخدام هذا المثال، دعونا نرى كيف يمكننا تقدير إزاحة سحابة الاتصالات الإلكترونية باستخدام طاقات ووسائل التأين المولية للإلكترون. 1312 كيلوجول/مول، و1251 كيلوجول/مول - الفرق ضئيل، حوالي 5%. 73 كيلوجول/مول، و349 كيلوجول/مول - هنا الفرق أكبر بكثير: طاقة الألفة الإلكترونية لذرة الكلور أكبر بخمس مرات تقريبًا من طاقة ذرة الهيدروجين. من هذا يمكننا أن نستنتج أن زوج الإلكترون من الرابطة التساهمية في جزيء كلوريد الهيدروجين ينزاح بشكل كبير نحو ذرة الكلور. بمعنى آخر، تقضي إلكترونات الترابط وقتًا أطول بالقرب من ذرة الكلور مقارنةً بذرة الهيدروجين. ويؤدي هذا التوزيع غير المتساوي لكثافة الإلكترونات إلى إعادة توزيع الشحنات الكهربائية داخل الجزيء، فتنشأ شحنات جزئية (زائدة) على الذرات؛ على ذرة الهيدروجين تكون موجبة، وعلى ذرة الكلور تكون سالبة.

في هذه الحالة، يقال أن الرابطة مستقطبة، والرابطة نفسها تسمى رابطة تساهمية قطبية.
إذا لم يتم إزاحة زوج الإلكترون في الرابطة التساهمية إلى أي من الذرات المرتبطة، أي أن إلكترونات الرابطة تنتمي بالتساوي إلى الذرات المرتبطة، فإن هذه الرابطة تسمى رابطة تساهمية غير قطبية.
وينطبق أيضًا مفهوم "الرسوم الرسمية" في حالة الرابطة التساهمية. فقط في التعريف لا ينبغي أن نتحدث عن الأيونات، بل عن الذرات. في الحالة العامةيمكن إعطاء التعريف التالي.

في الجزيئات التي تتشكل فيها الروابط التساهمية فقط عن طريق آلية التبادل، تكون الشحنات الرسمية للذرات تساوي الصفر. وهكذا، في جزيء حمض الهيدروكلوريك، تكون الشحنات الرسمية على ذرات الكلور والهيدروجين صفرًا. وبالتالي فإن الشحنات الحقيقية (الفعالة) الموجودة على ذرات الكلور والهيدروجين في هذا الجزيء تساوي الشحنات الجزئية (الزائدة).
ليس من السهل دائمًا تحديد علامة الشحنة الجزئية على ذرة عنصر أو آخر في الجزيء بناءً على طاقات التأين المولية والألفة للقطب الكهربائي، أي تقدير الاتجاه الذي تكون فيه أزواج الروابط الإلكترونية تحول. عادة لهذه الأغراض، يتم استخدام خاصية طاقة أخرى للذرة - الكهربية.

في الوقت الحالي، لا يوجد تسمية واحدة مقبولة عمومًا للسالبية الكهربية. يمكن الإشارة إليه بالحرفين E/O. لا توجد أيضًا طريقة واحدة مقبولة عمومًا لحساب السالبية الكهربية. وبطريقة مبسطة، يمكن تمثيلها على أنها نصف مجموع طاقات التأين المولية والألفة الإلكترونية - وكانت هذه إحدى الطرق الأولى لحسابها.
نادرًا ما يتم استخدام القيم المطلقة للسالبية الكهربية لذرات العناصر المختلفة. والأكثر استخدامًا هو السالبية الكهربية النسبية، والتي يُشار إليها بالرمز c. في البداية، تم تعريف هذه القيمة على أنها نسبة السالبية الكهربية لذرة عنصر معين إلى السالبية الكهربية لذرة الليثيوم. وفي وقت لاحق، تغيرت طرق حسابه إلى حد ما.
السالبية الكهربية النسبية هي كمية بلا أبعاد. وترد قيمها في الملحق 10.

نظرًا لأن السالبية الكهربية النسبية تعتمد في المقام الأول على طاقة التأين للذرة (طاقة تقارب الإلكترون تكون دائمًا أقل بكثير)، ثم في النظام العناصر الكيميائيةفهو يتغير تقريبًا بنفس طاقة التأين، أي أنه يزيد قطريًا من السيزيوم (0.86) إلى الفلور (4.10). إن قيم السالبية الكهربية النسبية للهيليوم والنيون الواردة في الجدول ليس لها أي أهمية عملية، لأن هذه العناصر لا تشكل مركبات.

باستخدام جدول السالبية الكهربية، يمكنك بسهولة تحديد أي من الذرتين تنزاح الإلكترونات التي تربط هذه الذرات، وبالتالي علامات الشحنات الجزئية التي تنشأ على هذه الذرات.

ماء			الاتصال قطبي
ح 2	الذرات هي نفسها	ح ح	الاتصال غير قطبي
ثاني أكسيد الكربون			الاتصال قطبي
Cl2	الذرات هي نفسها	الكلورين--الكلورين	الاتصال غير قطبي
كبريتيد الهيدروجين			الاتصال قطبي

وهكذا، في حالة تكوين رابطة تساهمية بين ذرات العناصر المختلفة، فإن مثل هذا الرابط سيكون دائمًا قطبيًا، وفي حالة تكوين رابطة تساهمية بين ذرات نفس العنصر (في المواد البسيطة)، يكون الترابط قطبيًا. السندات في معظم الحالات غير القطبية.

كلما زاد الفرق في السالبية الكهربية للذرات المرتبطة، كلما أصبحت الرابطة التساهمية بين هذه الذرات أكثر قطبية.

كبريتيد الهيدروجين H2S- غاز عديم اللون ذو رائحة مميزة للبيض الفاسد؛ سامة. وهو غير مستقر حرارياً ويتحلل عند تسخينه. كبريتيد الهيدروجين قليل الذوبان في الماء المحلول المائييسمى حمض كبريتيد الهيدروجين. يثير كبريتيد الهيدروجين (يحفز) تآكل المعادن، وهذا الغاز هو "المسؤول" عن تغميق الفضة.
ويوجد بشكل طبيعي في بعض المياه المعدنية. في عملية الحياة، يتم تشكيلها بواسطة بعض البكتيريا. كبريتيد الهيدروجين مدمر لجميع الكائنات الحية. تم اكتشاف طبقة كبريتيد الهيدروجين في أعماق البحر الأسود وتسبب قلق العلماء: حياة سكان البحار هناك تتعرض لتهديد مستمر.

الرابطة التساهمية القطبية، الرابطة التساهمية غير القطبية، السالبية الكهربية المطلقة، السالبية الكهربية النسبية.
1. أظهرت التجارب والحسابات اللاحقة أن الشحنة الفعالة للسيليكون في رباعي فلوريد السيليكون هي +1.64e، وللزينون في سداسي فلوريد الزينون +2.3e، تحديد قيم الشحنات الجزئية على ذرات الفلور في هذه المركبات. 2. قم بتكوين الصيغ الهيكلية للمواد التالية، وباستخدام الرموز "" و" "، قم بتمييز قطبية الروابط التساهمية في جزيئات هذه المركبات: أ) CH 4، CCl 4، SiCl 4؛ ب) H 2 O، H 2 S، H 2 Se، H 2 Te؛ ج) NH 3، NF 3، NCl 3؛ د) SO 2، Cl 2 O، OF 2.
3.باستخدام جدول السالبية الكهربية، حدد أي المركبات تكون الرابطة فيها أكثر قطبية: أ) CCl 4 أو SiCl 4 ؛ ب) H 2 S أو H 2 O؛ ج) NF 3 أو NCl 3؛ د) Cl 2 O أو 2.

7.13. آلية المانحين والمتقبلين لتكوين السندات

تعرفت في الفقرات السابقة بالتفصيل على نوعين من الروابط: الأيونية والتساهمية. تذكر أن الرابطة الأيونية تتشكل عندما ينتقل الإلكترون بالكامل من ذرة إلى أخرى. تساهمي - عند مشاركة الإلكترونات غير المتزاوجة من الذرات المرتبطة.

وبالإضافة إلى ذلك، هناك آلية أخرى لتكوين السندات. لنفكر في الأمر باستخدام مثال تفاعل جزيء الأمونيا مع جزيء ثلاثي فلوريد البورون:

ونتيجة لذلك، تنشأ الروابط التساهمية والأيونية بين ذرات النيتروجين والبورون. في هذه الحالة، ذرة النيتروجين جهات مانحةزوج الإلكترون ("يعطيه" لتكوين الرابطة)، وذرة البورون - متقبل("يقبلها" عند تكوين اتصال). ومن هنا اسم آلية تكوين مثل هذا الاتصال - " المانح المتقبل".

عندما يتم تكوين رابطة باستخدام آلية المانح والمستقبل، يتم تشكيل كل من الرابطة التساهمية والرابطة الأيونية في وقت واحد.
بالطبع، بعد تكوين الرابطة، بسبب اختلاف السالبية الكهربية للذرات المرتبطة، يحدث استقطاب الرابطة وتنشأ شحنات جزئية، مما يقلل من الشحنات الفعالة (الحقيقية) للذرات.

دعونا نلقي نظرة على أمثلة أخرى.

إذا كان هناك جزيء كلوريد الهيدروجين شديد القطبية بجوار جزيء الأمونيا، حيث توجد شحنة جزئية كبيرة على ذرة الهيدروجين، ففي هذه الحالة ستلعب ذرة الهيدروجين دور متقبل زوج الإلكترون. انها 1 س-AO، على الرغم من أنها ليست فارغة تمامًا، مثل ذرة البورون في المثال السابق، إلا أن كثافة الإلكترونات في سحابة هذا المدار تقل بشكل كبير.

الهيكل المكاني للكاتيونات الناتجة هو أيون الأمونيوميشبه NH 4 بنية جزيء الميثان، أي أن جميع روابط N-H الأربعة متماثلة تمامًا.
يمكن ملاحظة تكوين البلورات الأيونية من كلوريد الأمونيوم NH 4 Cl عن طريق خلط غاز الأمونيا مع غاز كلوريد الهيدروجين:

NH 3 (ز) + حمض الهيدروكلوريك (ز) = NH 4 Cl (كر)

ليس فقط ذرة النيتروجين يمكن أن تكون مانحة لزوج الإلكترون. يمكن أن تكون، على سبيل المثال، ذرة الأكسجين في جزيء الماء. سوف يتفاعل جزيء الماء مع نفس كلوريد الهيدروجين كما يلي:

ويسمى الكاتيون الناتج H3O أيون الأوكسونيوموكما ستتعلم قريبًا، فهو ذو أهمية كبيرة في الكيمياء.
وفي الختام، دعونا ننظر في التركيب الإلكتروني للجزيء أول أكسيد الكربون(أول أكسيد الكربون) CO:

بالإضافة إلى الروابط التساهمية الثلاث (الرابطة الثلاثية)، فهي تحتوي أيضًا على رابطة أيونية.
شروط تكوين السندات وفق آلية المانح والمتقبل:
1) وجود زوج وحيد من إلكترونات التكافؤ في إحدى الذرات.
2) وجود مدار حر على مستوى التكافؤ لذرة أخرى.
إن آلية تكوين السندات بين المانحين والمتقبلين واسعة الانتشار. يحدث هذا غالبًا بشكل خاص أثناء تكوين المركبات د-عناصر. ذرات الجميع تقريبًا د- تحتوي العناصر على العديد من مدارات التكافؤ الفارغة. لذلك، فهي متقبلة نشطة لأزواج الإلكترون.

آلية تكوين السندات بين المانحين والمتقبلين، أيون الأمونيوم، أيون الأوكسونيوم، شروط تكوين السندات من خلال آلية المانحين والمتقبلين.
1. عمل معادلات التفاعل ومخططات التكوين
أ) بروميد الأمونيوم NH 4 Br من الأمونيا وبروميد الهيدروجين؛
ب) كبريتات الأمونيوم (NH 4) 2 SO 4 من الأمونيا وحمض الكبريتيك.
2. إنشاء معادلات التفاعل ومخططات التفاعل لـ أ) الماء مع بروميد الهيدروجين؛ ب) الماء مع حامض الكبريتيك.
3. ما هي الذرات في التفاعلات الأربعة السابقة المانحة لزوج الإلكترونات، وأيها المستقبلة؟ لماذا؟ اشرح إجابتك باستخدام الرسوم البيانية لمستويات التكافؤ الفرعية.
4. الصيغة الهيكلية لحمض النيتريك: الزوايا بين روابط O-N-O قريبة من 120 درجة. يُعرِّف:
أ) نوع تهجين ذرة النيتروجين؛
ب) أي AO من ذرة النيتروجين يشارك في تكوين الرابطة.
ج) الذي AO من ذرة النيتروجين يشارك في تكوين رابطة وفقا لآلية المانح والمتقبل.
ما رأيك في الزاوية بين روابط H–O–N في هذا الجزيء التي تساوي تقريبًا؟ 5. إنشاء الصيغة الهيكلية لأيون السيانيد CN (شحنة سالبة على ذرة الكربون). ومن المعروف أن السيانيد (المركبات التي تحتوي على مثل هذا الأيون) وأول أكسيد الكربون هي سموم قوية، وتأثيرها البيولوجي متشابه إلى حد كبير. قدم شرحًا لقرب تأثيرها البيولوجي.

7.14. اتصال معدني. المعادن

وتتكون الرابطة التساهمية بين الذرات المتشابهة في قابليتها للتخلي عن الإلكترونات واكتسابها فقط عندما تكون أحجام الذرات المرتبطة صغيرة. في هذه الحالة، تكون كثافة الإلكترون في منطقة السحب الإلكترونية المتداخلة كبيرة، وتبين أن الذرات مرتبطة بإحكام، كما هو الحال، على سبيل المثال، في جزيء HF. إذا كان لواحدة على الأقل من الذرات المرتبطة نصف قطر كبير، يصبح تكوين الرابطة التساهمية أقل فائدة، لأن كثافة الإلكترون في منطقة السحب الإلكترونية المتداخلة للذرات الكبيرة أقل بكثير من تلك الصغيرة. مثال على هذا الجزيء ذو الرابطة الأضعف هو جزيء HI (باستخدام الجدول 21، قارن طاقات الانحلال لجزيئات HF وHI).

ومع ذلك بين الذرات الكبيرة ( ص o > 1.1) يحدث رابطة كيميائية، ولكنها في هذه الحالة تتشكل بسبب مشاركة كل (أو جزء) من إلكترونات التكافؤ لجميع الذرات المرتبطة. على سبيل المثال، في حالة ذرات الصوديوم، كل 3 س- إلكترونات هذه الذرات، وتتكون سحابة إلكترونية واحدة:

تشكل الذرات بلورة مع معدنتواصل
وبهذه الطريقة، يمكن لذرات نفس العنصر وذرات العناصر المختلفة أن ترتبط مع بعضها البعض. في الحالة الأولى، تسمى المواد البسيطة المعادنوفي الثانية - المواد المعقدة تسمى المركبات بين الفلزات.

من بين جميع المواد التي لها روابط معدنية بين الذرات، سوف تتعلم عن المعادن فقط في المدرسة. ما هو التركيب المكاني للمعادن؟ تتكون البلورة المعدنية من الهياكل العظمية الذرية، المتبقية بعد التنشئة الاجتماعية لإلكترونات التكافؤ، والسحابة الإلكترونية للإلكترونات الاجتماعية. تشكل النوى الذرية عادة تعبئة متقاربة للغاية، وتحتل السحابة الإلكترونية كامل الحجم الحر المتبقي من البلورة.

الأنواع الرئيسية للتغليف الكثيف هي أقرب التعبئة مكعب(كي بي يو) و تعبئة قريبة سداسية(وحدة معالجة الرسومات). ترتبط أسماء هذه العبوات بتماثل البلورات التي تتحقق فيها. تشكل بعض المعادن بلورات معبأة بشكل فضفاض - مكعب متمركز حول الجسم(أوتسك). يتم عرض نماذج الحجم والكرة والعصا لهذه الحزم في الشكل 7.6.
تتكون التعبئة المغلقة المكعبة من ذرات Cu وAl وPb وAu وبعض العناصر الأخرى. تعبئة متقاربة سداسية - ذرات Be وZn وCd وSc وعدد من الذرات الأخرى. التعبئة المكعبة للذرات المتمركزة حول الجسم موجودة في البلورات الفلزات القلويةعناصر مجموعات VB و VIB. قد يكون لبعض المعادن هياكل مختلفة عند درجات حرارة مختلفة. لا تزال أسباب هذه الاختلافات والسمات الهيكلية للمعادن غير مفهومة بالكامل.
عند ذوبانها تتحول إلى بلورات معدنية السوائل المعدنية. لا يتغير نوع الرابطة الكيميائية بين الذرات.
الرابطة المعدنية ليس لها اتجاهية وتشبع. وفي هذا الصدد فهو يشبه الرابطة الأيونية.
في حالة المركبات بين الفلزية، يمكننا أيضًا التحدث عن قابلية استقطاب الرابطة المعدنية.
صفة مميزة الخصائص الفيزيائيةالمعادن:
1) الموصلية الكهربائية العالية.
2) الموصلية الحرارية العالية.
3) ليونة عالية.

تختلف درجات انصهار المعادن المختلفة اختلافًا كبيرًا عن بعضها البعض: أدنى نقطة انصهار للزئبق (- 39 درجة مئوية)، والأعلى للتنغستن (3410 درجة مئوية).

البيريليوم بي- رمادي فاتح، خفيف الوزن، صلب إلى حد ما، ولكنه معدن هش عادة. نقطة الانصهار 1287 درجة مئوية. في الهواء تصبح مغطاة بفيلم أكسيد. البريليوم معدن نادر إلى حد ما، ولم يكن للكائنات الحية في عملية تطورها أي اتصال به عمليا، لذلك ليس من المستغرب أنه سام لعالم الحيوان. يتم استخدامه في التكنولوجيا النووية.

الزنك الزنك معدن أبيض ناعم ذو لون مزرق. نقطة الانصهار 420 درجة مئوية. في الهواء وفي الماء مغطاة بطبقة رقيقة كثيفة أكسيد الزنك، ومنع المزيد من الأكسدة. في الإنتاج يتم استخدامه لجلفنة الألواح والأنابيب والأسلاك وحماية الحديد من التآكل.
الزنك جزء من العديد من السبائك، على سبيل المثال، النحاس والنيكل والفضة. يتم سك العملات المعدنية من سبائكها. الزنك - عنصرالنحاس، ويستخدم على نطاق واسع في الهندسة الميكانيكية. تستخدم السبائك التي تحتوي على الزنك في صب الخطوط المطبعية.

ولفرام دبليو.وهو الأكثر صهرًا بين جميع المعادن: درجة انصهار التنغستن هي 3387 درجة مئوية. عادةً ما يكون التنغستن هشًا للغاية، ولكن بعد التنظيف الدقيق يصبح قابلاً للسحب، مما يجعل من الممكن سحب سلك رفيع منه، يمكن منه سحب خيوط تصنع المصابيح الكهربائية. ومع ذلك، يتم استخدام معظم التنغستن المنتج لإنتاج سبائك صلبة ومقاومة للتآكل يمكنها الاحتفاظ بهذه الخصائص عند تسخينها حتى 1000 درجة مئوية.

معدن، مركب بين المعادن، رابطة معدنية، تعبئة كثيفة.
1. لتوصيف الحزم المختلفة، يتم استخدام مفهوم "معامل ملء الفراغ"، أي نسبة حجم الذرات إلى حجم البلورة

أين الخامس أ -حجم الذرة,
Z هو عدد الذرات في خلية الوحدة،
السادس- حجم خلية الوحدة .
يتم تمثيل الذرات في هذه الحالة بكرات صلبة نصف قطرها ر، لمس بعضهم البعض. حجم الكرة الخامسث = (4/3) ر 3 .
تحديد عامل ملء المساحة للتغليف السائب والتعبئة المخفية.
2. باستخدام قيم نصف قطر المعدن (الملحق 9)، احسب حجم خلية الوحدة من أ) النحاس (CPU)، ب) الألومنيوم (CPU) و ج) السيزيوم (BCC).

التساهمية والأيونية والمعدنية هي الأنواع الثلاثة الرئيسية للروابط الكيميائية.

دعونا نتعرف على المزيد عنها الرابطة الكيميائية التساهمية. دعونا ننظر في آلية حدوثه. لنأخذ تكوين جزيء الهيدروجين كمثال:

تحيط سحابة متناظرة كرويًا مكونة من إلكترون 1s بنواة ذرة هيدروجين حرة. عندما تقترب الذرات من مسافة معينة، فإن مداراتها تتداخل جزئيًا (انظر الشكل)، ونتيجة لذلك، تظهر سحابة جزيئية ثنائية الإلكترون بين مركزي النواتين، والتي تتمتع بكثافة إلكترون قصوى في الفراغ بين النواتين. مع زيادة كثافة الشحنة السالبة، تحدث زيادة قوية في قوى الجذب بين السحابة الجزيئية والنوى.

لذلك، نرى أن الرابطة التساهمية تتشكل من خلال تداخل السحب الإلكترونية من الذرات، والذي يصاحبه إطلاق الطاقة. فإذا كانت المسافة بين نوى الذرات المتقاربة قبل التلامس 0.106 نانومتر، فبعد تداخل السحب الإلكترونية ستكون 0.074 نانومتر. كلما زاد تداخل مدارات الإلكترون، كلما كانت الرابطة الكيميائية أقوى.

تساهميةمُسَمًّى الرابطة الكيميائية التي تنفذها أزواج الإلكترون. تسمى المركبات التي لها روابط تساهمية هوموبولارأو الذري.

يخرج نوعان من الروابط التشاركية: القطبيةو الغير قطبي.

لغير القطبية في الرابطة التساهمية، يتم توزيع السحابة الإلكترونية المتكونة من زوج مشترك من الإلكترونات بشكل متناظر بالنسبة إلى نواة الذرتين. ومن الأمثلة على ذلك الجزيئات ثنائية الذرة التي تتكون من عنصر واحد: Cl 2، N 2، H 2، F 2، O 2 وغيرها، زوج الإلكترون الذي ينتمي فيه إلى الذرتين بالتساوي.

عند القطبية في الرابطة التساهمية، تنزاح سحابة الإلكترون نحو الذرة ذات السالبية الكهربية النسبية الأعلى. على سبيل المثال، الجزيئات المتطايرة المركبات غير العضويةمثل H2S وHCl وH2O وغيرها.

يمكن تمثيل تكوين جزيء HCl على النحو التالي:

لأن تكون السالبية الكهربية النسبية لذرة الكلور (2.83) أكبر من ذرة الهيدروجين (2.1)، وينزاح زوج الإلكترون إلى ذرة الكلور.

بالإضافة إلى آلية تبادل تكوين الرابطة التساهمية - بسبب التداخل، هناك أيضًا المانح المتقبلآلية تشكيلها. هذه هي الآلية التي يتم فيها تكوين رابطة تساهمية بسبب السحابة ثنائية الإلكترون لذرة واحدة (المانحة) والمدار الحر لذرة أخرى (المستقبل). دعونا نلقي نظرة على مثال لآلية تكوين الأمونيوم NH 4 +، ففي جزيء الأمونيا، تحتوي ذرة النيتروجين على سحابة ثنائية الإلكترون:

يحتوي أيون الهيدروجين على مدار حر 1s، دعنا نشير إلى ذلك بـ .

أثناء تكوين أيون الأمونيوم، تصبح سحابة النيتروجين ثنائية الإلكترون مشتركة بين ذرات النيتروجين والهيدروجين، مما يعني أنها تتحول إلى سحابة إلكترونية جزيئية. ونتيجة لذلك، تظهر الرابطة التساهمية الرابعة. يمكنك تخيل عملية تكوين الأمونيوم من خلال الرسم البياني التالي: