170009 0

تحتوي كل ذرة على عدد معين من الإلكترونات.

الدخول التفاعلات الكيميائية، تتبرع الذرات بالإلكترونات أو تكتسبها أو تشاركها، مما يحقق التكوين الإلكتروني الأكثر استقرارًا. تبين أن التكوين ذو الطاقة الأقل (كما هو الحال في ذرات الغازات النبيلة) هو الأكثر استقرارًا. يُسمى هذا النمط "قاعدة الثماني" (الشكل 1).

أرز. 1.

تنطبق هذه القاعدة على الجميع أنواع الاتصالات. تسمح الروابط الإلكترونية بين الذرات بتكوين هياكل مستقرة، بدءًا من أبسط البلورات وحتى الجزيئات الحيوية المعقدة التي تشكل في النهاية أنظمة حية. وهي تختلف عن البلورات في عملية التمثيل الغذائي المستمر. وفي الوقت نفسه، تجري العديد من التفاعلات الكيميائية وفقًا للآليات نقل إلكترونيوالتي تلعب دوراً حاسماً في عمليات الطاقة في الجسم.

الرابطة الكيميائيةهي القوة التي تجمع بين ذرتين أو أيونات أو جزيئات أو أي مزيج منها.

إن طبيعة الرابطة الكيميائية عالمية: فهي قوة جذب كهروستاتيكية بين الإلكترونات سالبة الشحنة والنواة المشحونة إيجابيًا، والتي يحددها تكوين إلكترونات الغلاف الخارجي للذرات. تسمى قدرة الذرة على تكوين روابط كيميائية تكافؤ، أو حالة الأكسدة. مفهوم إلكترونات التكافؤ- الإلكترونات التي تشكل روابط كيميائية، أي تقع في المدارات ذات الطاقة الأعلى. وبناء على ذلك يسمى الغلاف الخارجي للذرة الذي يحتوي على هذه المدارات التكافؤ مدار. حاليا، لا يكفي الإشارة إلى وجود رابطة كيميائية، ولكن من الضروري توضيح نوعها: أيوني، تساهمي، ثنائي القطب ثنائي القطب، معدني.

النوع الأول من الاتصال هوأيوني اتصال

وفقا لنظرية التكافؤ الإلكتروني للويس وكوسيل، يمكن للذرات تحقيق تكوين إلكتروني مستقر بطريقتين: أولا، عن طريق فقدان الإلكترونات، تصبح الايونات الموجبةثانيا، الحصول عليها، والتحول إلى الأنيونات. ونتيجة لانتقال الإلكترونات، وبسبب قوة التجاذب الكهروستاتيكية بين الأيونات ذات الشحنات ذات الإشارات المتعاكسة، تتكون رابطة كيميائية، أطلق عليها كوسل “ التكافؤ الكهربائي"(اتصل الان أيوني).

في هذه الحالة، تشكل الأنيونات والكاتيونات تكوينًا إلكترونيًا مستقرًا مع غلاف خارجي مملوء قذيفة الإلكترون. تتكون الروابط الأيونية النموذجية من كاتيونات المجموعتين T وII الجدول الدوريوأنيونات العناصر غير المعدنية من المجموعتين السادسة والسابعة (16 و 17 مجموعة فرعية، على التوالي، الكالكوجيناتو الهالوجينات). روابط المركبات الأيونية غير مشبعة وغير اتجاهية، لذا فهي تحتفظ بإمكانية التفاعل الكهروستاتيكي مع الأيونات الأخرى. في التين. يوضح الشكلان 2 و3 أمثلة على الروابط الأيونية المقابلة لنموذج كوسيل لنقل الإلكترون.

أرز. 2.

أرز. 3. الرابطة الأيونيةفي جزيء ملح الطعام(كلوريد الصوديوم)

ومن المناسب هنا التذكير ببعض الخصائص التي تفسر سلوك المواد في الطبيعة، وعلى وجه الخصوص، النظر في فكرة الأحماضو الأسباب.

المحاليل المائية لجميع هذه المواد هي إلكتروليتات. يغيرون اللون بشكل مختلف المؤشرات. تم اكتشاف آلية عمل المؤشرات بواسطة F.V. أوستوالد. وبين أن المؤشرات هي أحماض أو قواعد ضعيفة يختلف لونها في الحالات غير المنفصلة والمنفصلة.

يمكن للقواعد تحييد الأحماض. ليست كل القواعد قابلة للذوبان في الماء (على سبيل المثال، بعضها غير قابل للذوبان مركبات العضوية، لا تحتوي على - مجموعات OH، على وجه الخصوص، ثلاثي إيثيل أمين N(C2H5)3); تسمى القواعد القابلة للذوبان القلويات.

المحاليل المائية للأحماض تخضع لتفاعلات مميزة:

أ) مع أكاسيد المعادن - مع تكوين الملح والماء؛

ب) مع المعادن - مع تكوين الملح والهيدروجين؛

ج) مع الكربونات - مع تكوين الملح، شركة 2 و ن 2 يا.

تم وصف خصائص الأحماض والقواعد من خلال عدة نظريات. وفقًا لنظرية S.A. أرينيوس، الحمض هو مادة تتفكك لتشكل الأيونات ن+ ، بينما تشكل القاعدة أيونات هو- . ولا تأخذ هذه النظرية في الاعتبار وجود قواعد عضوية لا تحتوي على مجموعات الهيدروكسيل.

وفقا لل بروتونوفقًا لنظرية برونستد ولوري، الحمض هو مادة تحتوي على جزيئات أو أيونات تتبرع بالبروتونات ( الجهات المانحةالبروتونات)، والقاعدة هي مادة تتكون من جزيئات أو أيونات تقبل البروتونات ( متقبلونالبروتونات). لاحظ أنه في المحاليل المائية توجد أيونات الهيدروجين في الصورة المائية، أي في صورة أيونات الهيدرونيوم H3O+ . تصف هذه النظرية التفاعلات ليس فقط مع الماء وأيونات الهيدروكسيد، ولكن أيضًا تلك التي تتم في غياب المذيب أو مع مذيب غير مائي.

على سبيل المثال، في التفاعل بين الأمونيا ن.ح. 3 (قاعدة ضعيفة) وكلوريد الهيدروجين في الطور الغازي، يتشكل كلوريد الأمونيوم الصلب، وفي خليط متوازن من مادتين يوجد دائماً 4 جزيئات، اثنتان منها من الأحماض، والاثنتين الأخرتين من القواعد:

يتكون هذا الخليط المتوازن من زوجين مترافقين من الأحماض والقواعد:

1)ن.ح. 4+ و ن.ح. 3

2) حمض الهيدروكلوريكو Cl ‑

هنا، في كل زوج مترافق، يختلف الحمض والقاعدة بمقدار بروتون واحد. كل حمض له قاعدة مرافقة. الحمض القوي له قاعدة مرافقة ضعيفة، والحمض الضعيف له قاعدة مرافقة قوية.

تساعد نظرية برونستد-لوري في تفسير الدور الفريد للمياه في حياة المحيط الحيوي. يمكن أن يحمل الماء، اعتمادًا على المادة المتفاعلة معه، خواص الحمض أو القاعدة. على سبيل المثال، في ردود الفعل مع محاليل مائيةفي حمض الأسيتيك، يكون الماء قاعدة، وفي المحاليل المائية للأمونيا يكون حمضًا.

1) CH 3 كوه + ماء ↔ H3O + + CH 3 مدير العمليات- . هنا، يتبرع جزيء حمض الأسيتيك ببروتون لجزيء الماء؛

2) نه 3 + ماء ↔ نه 4 + + هو- . هنا، يقبل جزيء الأمونيا بروتونًا من جزيء الماء.

وبالتالي، يمكن أن يشكل الماء زوجين مترافقين:

1) ماء(حمض) و هو- (القاعدة المترافقة)

2) ح 3 س+ (حمض) و ماء(القاعدة المترافقة).

في الحالة الأولى، يتبرع الماء بالبروتون، وفي الثانية يقبله.

هذه الخاصية تسمى أمفيبروتونية. تسمى المواد التي يمكن أن تتفاعل كأحماض وقواعد مذبذب. غالبًا ما توجد مثل هذه المواد في الطبيعة الحية. على سبيل المثال، يمكن للأحماض الأمينية تكوين أملاح مع كل من الأحماض والقواعد. لذلك، تشكل الببتيدات بسهولة مركبات تنسيق مع وجود أيونات المعادن.

هكذا، خاصية مميزةالرابطة الأيونية - الحركة الكاملة لإلكترونين مترابطين إلى إحدى النوى. وهذا يعني أنه توجد بين الأيونات منطقة تكون فيها كثافة الإلكترون صفرًا تقريبًا.

النوع الثاني من الاتصال هوتساهمي اتصال

يمكن للذرات تكوين تكوينات إلكترونية مستقرة من خلال مشاركة الإلكترونات.

تتشكل هذه الرابطة عند مشاركة زوج من الإلكترونات واحدًا تلو الآخر من الجميعذرة. في هذه الحالة، يتم توزيع إلكترونات الرابطة المشتركة بالتساوي بين الذرات. أمثلة الرابطة التساهميةيمكن تسميته نووي نوويثنائي الذرة جزيئات ح 2 , ن 2 , F 2. تم العثور على نفس النوع من الاتصال في المتآصلة يا 2 والأوزون يا 3 وللجزيء متعدد الذرات س 8 وأيضا جزيئات نووية غير متجانسةكلوريد الهيدروجين حمض الهيدروكلوريك, ثاني أكسيد الكربون شركة 2، الميثان الفصل 4، الإيثانول مع 2 ن 5 هو، سادس فلوريد الكبريت سادس 6، الأسيتيلين مع 2 ن 2. تشترك جميع هذه الجزيئات في نفس الإلكترونات، وتكون روابطها مشبعة وموجهة بنفس الطريقة (الشكل 4).

من المهم لعلماء الأحياء أن الروابط المزدوجة والثلاثية قد خفضت نصف القطر الذري التساهمي مقارنة برابطة واحدة.

أرز. 4.رابطة تساهمية في جزيء Cl2.

تعتبر أنواع الروابط الأيونية والتساهمية حالتين محددتين للمجموعة الأنواع الموجودةروابط كيميائية، وفي الواقع فإن معظم الروابط تكون وسيطة.

تشكل المركبات المكونة من عنصرين تقع على طرفي نقيض لنفس الفترات أو فترات مختلفة من النظام الدوري في الغالب روابط أيونية. كلما اقتربت العناصر من بعضها البعض خلال فترة زمنية، تقل الطبيعة الأيونية لمركباتها، وتزداد الخاصية التساهمية. على سبيل المثال، هاليدات وأكاسيد العناصر الموجودة على الجانب الأيسر الجدول الدوريتشكل روابط أيونية في الغالب ( كلوريد الصوديوم، AgBr، BaSO 4، CaCO 3، KNO 3، CaO، NaOH) ، ونفس مركبات العناصر الموجودة على الجانب الأيمن من الجدول تساهمية ( H2O، CO2، NH3، NO2، CH4الفينول C6H5OHالجلوكوز ج6 ح12س6، الإيثانول ج 2 ح 5 أوه).

الرابطة التساهمية، بدورها، لديها تعديل آخر.

في الأيونات متعددة الذرات وفي الجزيئات البيولوجية المعقدة، يمكن أن يأتي كلا الإلكترونين فقط واحدذرة. تسمى جهات مانحةزوج الإلكترون. تسمى الذرة التي تتقاسم هذا الزوج من الإلكترونات مع المتبرع متقبلزوج الإلكترون. يسمى هذا النوع من الروابط التساهمية التنسيق (المانح والمتقبل, أوحالة أصلية) تواصل(الشكل 5). هذا النوع من الروابط هو الأكثر أهمية في علم الأحياء والطب، حيث أن كيمياء العناصر D الأكثر أهمية لعملية التمثيل الغذائي يتم وصفها إلى حد كبير بواسطة روابط التنسيق.

تين. 5.

كقاعدة عامة، في المركب المعقد، تعمل ذرة المعدن كمستقبل لزوج الإلكترونات؛ على العكس من ذلك، في الروابط الأيونية والتساهمية تكون ذرة المعدن مانحًا للإلكترون.

يمكن توضيح جوهر الرابطة التساهمية وتنوعها - رابطة التنسيق - بمساعدة نظرية أخرى للأحماض والقواعد التي اقترحها GN. لويس. قام إلى حد ما بتوسيع المفهوم الدلالي لمصطلحي "الحمض" و"القاعدة" وفقًا لنظرية برونستد-لوري. تشرح نظرية لويس طبيعة التعليم الأيونات المعقدةومشاركة المواد في تفاعلات الإحلال النووي، أي في تكوين CS.

وفقًا للويس، الحمض هو مادة قادرة على تكوين رابطة تساهمية عن طريق قبول زوج من الإلكترونات من القاعدة. قاعدة لويس هي مادة تحتوي على زوج إلكترون وحيد، والذي، عن طريق التبرع بالإلكترونات، يشكل رابطة تساهمية مع حمض لويس.

أي أن نظرية لويس توسع نطاق التفاعلات الحمضية القاعدية أيضًا إلى التفاعلات التي لا تشارك فيها البروتونات على الإطلاق. علاوة على ذلك، فإن البروتون نفسه، وفقًا لهذه النظرية، هو أيضًا حمض، لأنه قادر على قبول زوج من الإلكترونات.

لذلك، وفقًا لهذه النظرية، الكاتيونات هي أحماض لويس والأنيونات هي قواعد لويس. ومن الأمثلة على ذلك ردود الفعل التالية:

لقد لوحظ أعلاه أن تقسيم المواد إلى أيونية وتساهمية أمر نسبي، حيث أن انتقال الإلكترون الكامل من ذرات المعدن إلى الذرات المستقبلة لا يحدث في الجزيئات التساهمية. في المركبات ذات الروابط الأيونية، يكون كل أيون في المجال الكهربائي للأيونات ذات الإشارة المعاكسة، لذلك تكون مستقطبة بشكل متبادل، وتتشوه أغلفتها.

الاستقطابيتم تحديدها من خلال البنية الإلكترونية وشحنة وحجم الأيون؛ بالنسبة للأنيونات فهي أعلى من الكاتيونات. أعلى استقطاب بين الكاتيونات هو للكاتيونات ذات الشحنة الأكبر والحجم الأصغر، على سبيل المثال، الزئبق 2+، الكادميوم 2+، الرصاص 2+، آل 3+، تل 3+. له تأثير استقطابي قوي ن+ . وبما أن تأثير الاستقطاب الأيوني ثنائي الاتجاه، فإنه يغير بشكل كبير خصائص المركبات التي تشكلها.

النوع الثالث من الاتصال هوثنائي القطب ثنائي القطب اتصال

بالإضافة إلى أنواع الاتصالات المدرجة، هناك أيضا ثنائي القطب ثنائي القطب بين الجزيئاتالتفاعلات، وتسمى أيضًا فان دير فال .

وتعتمد قوة هذه التفاعلات على طبيعة الجزيئات.

هناك ثلاثة أنواع من التفاعلات: ثنائي القطب الدائم – ثنائي القطب الدائم ( ثنائي القطب ثنائي القطبجاذبية)؛ ثنائي القطب الدائم - ثنائي القطب المستحث ( تعريفيجاذبية)؛ ثنائي القطب لحظي - ثنائي القطب المستحث ( مشتتالجذب، أو قوى لندن؛ أرز. 6).

أرز. 6.

فقط الجزيئات ذات الروابط التساهمية القطبية لديها عزم ثنائي القطب ثنائي القطب ( حمض الهيدروكلوريك، NH 3، SO 2، H 2 O، C 6 H 5 Cl)، وقوة الرابطة هي 1-2 ديبايا(1D = 3.338 × 10-30 كولوم متر - C × م).

في الكيمياء الحيوية، هناك نوع آخر من الارتباط - هيدروجين الاتصال الذي يمثل حالة مقيدة ثنائي القطب ثنائي القطبجاذبية. تتشكل هذه الرابطة عن طريق التجاذب بين ذرة الهيدروجين وذرة صغيرة سالبية الكهربية، غالبًا ما تكون الأكسجين والفلور والنيتروجين. مع الذرات الكبيرة التي لها نفس السالبية الكهربية (مثل الكلور والكبريت)، تكون الرابطة الهيدروجينية أضعف بكثير. تتميز ذرة الهيدروجين بميزة واحدة مهمة: عندما يتم سحب إلكترونات الترابط بعيدًا، تنكشف نواتها - البروتون - ولا تعد محمية بالإلكترونات.

ولذلك، تتحول الذرة إلى ثنائي القطب كبير.

رابطة الهيدروجين، على عكس رابطة فان دير فالس، تتشكل ليس فقط أثناء التفاعلات بين الجزيئات، ولكن أيضًا داخل جزيء واحد - ضمجزيئي عامل ضمن الجزيئرابطة الهيدروجين. تلعب الروابط الهيدروجينية دورًا مهمًا في الكيمياء الحيوية، على سبيل المثال، لتثبيت بنية البروتينات على شكل حلزون أ، أو لتشكيل حلزون مزدوج للحمض النووي (الشكل 7).

الشكل 7.

روابط الهيدروجين وفان دير فال أضعف بكثير من الروابط الأيونية والتساهمية والتنسيقية. يشار إلى طاقة الروابط بين الجزيئات في الجدول. 1.

الجدول 1.طاقة القوى بين الجزيئات

ملحوظة: تنعكس درجة التفاعلات بين الجزيئات في إنثالبي الانصهار والتبخر (الغليان). تتطلب المركبات الأيونية طاقة أكبر بكثير لفصل الأيونات مقارنة بفصل الجزيئات. المحتوى الحراري لذوبان المركبات الأيونية أعلى بكثير من المركبات الجزيئية.

النوع الرابع من الاتصال هواتصال معدني

وأخيرا، هناك نوع آخر من الروابط بين الجزيئات - معدن: اتصال الأيونات الموجبة لشبكة معدنية بالإلكترونات الحرة. لا يحدث هذا النوع من الاتصال في الكائنات البيولوجية.

من لمحة موجزةأنواع الروابط، يصبح تفصيل واحد واضحًا: إن المعلمة المهمة لذرة المعدن أو الأيون - المانح للإلكترون، وكذلك الذرة - متقبل الإلكترون - هي ذرة المعدن أو الأيون. مقاس.

وبدون الخوض في التفاصيل، نلاحظ أن نصف القطر التساهمي للذرات، ونصف القطر الأيوني للمعادن، ونصف قطر فان دير فال للجزيئات المتفاعلة يزداد كلما زاد عددها. رقم سريفي مجموعات الجدول الدوري. في هذه الحالة، تكون قيم نصف قطر الأيون هي الأصغر، وقيمة نصف قطر فان دير فالس هي الأكبر. كقاعدة عامة، عند الانتقال إلى أسفل المجموعة، يزداد نصف قطر جميع العناصر، سواء التساهمية أو فان دير فال.

ذات أهمية قصوى لعلماء الأحياء والأطباء تنسيق(المانح المتقبل) الروابط التي تعتبرها تنسيق الكيمياء.

المواد العضوية الحيوية الطبية. ج.ك. باراشكوف

خصائص الروابط الكيميائية

تشكل عقيدة الروابط الكيميائية أساسًا للجميع الكيمياء النظرية. تُفهم الرابطة الكيميائية على أنها تفاعل الذرات التي تربطها بالجزيئات والأيونات والجذور والبلورات. هناك أربعة أنواع من الروابط الكيميائية: الأيونية والتساهمية والمعدنية والهيدروجين. يمكن العثور على أنواع مختلفة من الروابط في نفس المواد.

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

2. في أملاح الأحماض المحتوية على الأكسجين: بين الذرة اللافلزية وأكسجين البقايا الحمضية - القطبية التساهمية، وبين المعدن وبقايا الحمضية - الأيونية.

3. في أملاح الأمونيوم وميثيل الأمونيوم وما إلى ذلك، يوجد بين ذرات النيتروجين والهيدروجين تساهمية قطبية، وبين أيونات الأمونيوم أو ميثيل الأمونيوم وبقايا الحمض - أيوني.

4. في بيروكسيدات المعادن (على سبيل المثال، Na 2 O 2)، تكون الرابطة بين ذرات الأكسجين تساهمية وغير قطبية، وبين المعدن والأكسجين أيونية، وما إلى ذلك.

سبب وحدة جميع أنواع وأنواع الروابط الكيميائية هو طبيعتها الكيميائية المتطابقة - التفاعل الإلكتروني النووي. إن تكوين الرابطة الكيميائية في أي حال هو نتيجة للتفاعل الإلكتروني النووي للذرات، مصحوبًا بإطلاق الطاقة.

طرق تكوين الرابطة التساهمية

الرابطة الكيميائية التساهميةهي رابطة تنشأ بين الذرات بسبب تكوين أزواج الإلكترونات المشتركة.

المركبات التساهمية - عادةً غازات أو سوائل أو نقطة انصهار منخفضة نسبيًا المواد الصلبة. 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.

يمكن أن تكون آلية تكوين مثل هذه الرابطة هي التبادل أو المانح والمتقبل.

في معظم الحالات، يكون لذرتين مرتبطتين تساهميًا سالبية كهربية مختلفة ولا تنتمي الإلكترونات المشتركة إلى الذرتين بالتساوي. 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). يشار إلى الشحنة الجزئية على الذرات الرسالة اليونانيةδ. تسمى هذه الرابطة رابطة تساهمية قطبية، ويقال إن جزيء كلوريد الهيدروجين قطبي، أي أن له نهاية مشحونة موجبة (ذرة الهيدروجين) ونهاية مشحونة سالبة (ذرة الكلور).

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

1) ح 2 - الهيدروجين.

تحدث الرابطة بسبب تكوين زوج إلكترون مشترك بواسطة إلكترونات s لذرات الهيدروجين (مدارات s متداخلة).

2) حمض الهيدروكلوريك - كلوريد الهيدروجين.

تحدث الرابطة بسبب تكوين زوج إلكترون مشترك من إلكترونات s وp (مدارات sp متداخلة).

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

4) N2: في جزيء النيتروجين تتشكل ثلاثة أزواج إلكترونية مشتركة بين الذرات.

آلية المانح والمتقبل لتشكيل الرابطة التساهمية

جهات مانحةلديه زوج الإلكترون متقبل- المدار الحر الذي يمكن أن يشغله هذا الزوج. في أيون الأمونيوم، تكون جميع الروابط الأربع مع ذرات الهيدروجين تساهمية: تم تشكيل ثلاثة منها نتيجة لإنشاء أزواج إلكترون مشتركة بواسطة ذرة النيتروجين وذرات الهيدروجين وفقًا لآلية التبادل، وواحدة - من خلال آلية المانح والمستقبل. يتم تصنيف الروابط التساهمية حسب طريقة تداخل مدارات الإلكترون، وكذلك حسب إزاحتها نحو إحدى الذرات المرتبطة. تسمى الروابط الكيميائية التي تتكون نتيجة تداخل مدارات الإلكترون على طول خط الرابطة σ - روابط(سندات سيجما). رابطة سيجما قوية جدًا.

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

الروابط الكيميائية التي تتشكل نتيجة التداخل "الجانبي" لمدارات الإلكترون خارج خط الرابطة، أي في منطقتين، تسمى روابط باي.

وفقا لدرجة إزاحة أزواج الإلكترونات المشتركة إلى إحدى الذرات التي تتصل بها، يمكن أن تكون الرابطة التساهمية قطبية أو غير قطبية. تسمى الرابطة الكيميائية التساهمية المتكونة بين الذرات بنفس السالبية الكهربية غير القطبية. لا يتم إزاحة أزواج الإلكترونات نحو أي من الذرات، لأن الذرات لها نفس السالبية الكهربية - وهي خاصية جذب إلكترونات التكافؤ من الذرات الأخرى. على سبيل المثال،

أي أن جزيئات المواد اللافلزية البسيطة تتشكل من خلال رابطة تساهمية غير قطبية. تسمى الرابطة الكيميائية التساهمية بين ذرات العناصر التي تختلف في السالبية الكهربية بالقطبية.

على سبيل المثال، NH 3 هو الأمونيا. يعتبر النيتروجين عنصرًا أكثر سالبية كهربية من الهيدروجين، لذلك تنزاح أزواج الإلكترونات المشتركة نحو ذرته.

خصائص الرابطة التساهمية: طول الرابطة وطاقتها

الخصائص المميزة للرابطة التساهمية هي طولها وطاقتها. طول الرابطة هو المسافة بين النوى الذرية. كلما كان طول الرابطة الكيميائية أقصر، كلما كانت أقوى. ومع ذلك، فإن مقياس قوة الرابطة هو طاقة الرابطة، والتي يتم تحديدها بمقدار الطاقة اللازمة لكسر الرابطة. يتم قياسه عادة بـ كيلو جول / مول. وبالتالي، وفقًا للبيانات التجريبية، فإن أطوال روابط جزيئات H 2 وCl 2 وN 2، على التوالي، هي 0.074 و0.198 و0.109 نانومتر، وطاقات الرابطة، على التوالي، هي 436 و242 و946 كيلوجول/مول.

الأيونات. الرابطة الأيونية

هناك احتمالان رئيسيان للذرة لتطيع قاعدة الثمانيات. أول هذه العناصر هو تكوين الروابط الأيونية. (والثاني هو تكوين رابطة تساهمية، والتي سيتم مناقشتها أدناه). عند تكوين رابطة أيونية، تفقد ذرة المعدن إلكترونات، وتكتسب الذرة غير المعدنية إلكترونات.

لنتخيل أن ذرتين "تلتقيان": ذرة من المجموعة الأولى المعدنية وذرة غير معدنية من المجموعة السابعة. تحتوي ذرة المعدن على إلكترون واحد في مستوى الطاقة الخارجي، بينما تفتقر الذرة غير المعدنية إلى إلكترون واحد فقط حتى يكتمل مستوى الطاقة الخارجي. فالذرة الأولى ستمنح الثانية إلكترونها بسهولة، وهو بعيد عن النواة ومرتبط بها بشكل ضعيف، وستوفر لها الثانية مكانا حرا على مستواها الإلكتروني الخارجي. عندها تصبح الذرة، المحرومة من إحدى شحناتها السالبة، جسيمًا موجبًا، والثانية تتحول إلى جسيم سالب الشحنة بسبب الإلكترون الناتج. وتسمى هذه الجسيمات الأيونات.

هذا هو الرابطة الكيميائية التي 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 خصائص المواد الأخرى. وتشمل هذه الخصائص درجات حرارة انصهار عالية نسبيًا، والقدرة على عكس الضوء، والتوصيل الحراري والكهربائي العالي. هذه الميزات ترجع إلى وجودها في المعادن نوع خاصاتصال - اتصال معدني.

الرابطة المعدنية هي رابطة بين الأيونات الموجبة في بلورات المعادن، وتتم نتيجة لجاذبية الإلكترونات التي تتحرك بحرية في جميع أنحاء البلورة. تحتوي ذرات معظم المعادن على المستوى الخارجي على عدد صغير من الإلكترونات - 1، 2، 3. هذه الإلكترونات تؤتي ثمارها بسهولة، وتتحول الذرات إلى أيونات موجبة. تنتقل الإلكترونات المنفصلة من أيون إلى آخر، وتربطها في كل واحد. عند الاتصال بالأيونات، تشكل هذه الإلكترونات ذرات مؤقتًا، ثم تنفصل مرة أخرى وتتحد مع أيون آخر، وما إلى ذلك. وتحدث العملية إلى ما لا نهاية، والتي يمكن تصويرها تخطيطيًا على النحو التالي:

وبالتالي، في حجم المعدن، يتم تحويل الذرات بشكل مستمر إلى أيونات والعكس صحيح. الرابطة في المعادن بين الأيونات من خلال الإلكترونات المشتركة تسمى فلزية. الرابطة المعدنية لديها بعض أوجه التشابه مع الرابطة التساهمية، لأنها تقوم على مشاركة الإلكترونات الخارجية. ومع ذلك، في حالة الرابطة التساهمية، يتم مشاركة الإلكترونات الخارجية غير المتزاوجة لذرتين متجاورتين فقط، بينما في حالة الرابطة المعدنية، تشارك جميع الذرات في مشاركة هذه الإلكترونات. هذا هو السبب في أن البلورات ذات الرابطة التساهمية تكون هشة، ولكن مع الرابطة المعدنية، كقاعدة عامة، تكون قابلة للسحب وموصلة للكهرباء ولها بريق معدني.

الترابط المعدني هو سمة من سمات كل من المعادن النقية ومخاليط المعادن المختلفة - السبائك في الحالة الصلبة والسائلة. ومع ذلك، في حالة البخار، ترتبط ذرات المعدن ببعضها البعض بواسطة رابطة تساهمية (على سبيل المثال، بخار الصوديوم يملأ المصابيح ضوء أصفرلإضاءة شوارع المدن الكبرى). تتكون الأزواج المعدنية من جزيئات فردية (أحادية الذرة وثنائية الذرة).

تختلف الرابطة المعدنية أيضًا عن الرابطة التساهمية في القوة: فطاقتها أقل بمقدار 3-4 مرات من طاقة الرابطة التساهمية.

طاقة الرابطة هي الطاقة اللازمة لكسر الرابطة الكيميائية في جميع الجزيئات التي تشكل مولًا واحدًا من المادة. عادة ما تكون طاقات الروابط التساهمية والأيونية عالية وتصل إلى قيم تتراوح بين 100-800 كيلوجول/مول.

رابطة الهيدروجين

الرابطة الكيميائية بين ذرات هيدروجين موجبة الاستقطاب لجزيء واحد(أو أجزاء منه) و ذرات مستقطبة سلبا من العناصر ذات السالبية الكهربية العاليةوجود أزواج إلكترون مشتركة (F، O، N، وفي كثير من الأحيان S وCl)، يسمى جزيء آخر (أو أجزاء منه) الهيدروجين. آلية تكوين رابطة الهيدروجين هي كهرباء جزئيا، وجزئيا د شخصية الشرف المتقبل.

أمثلة على الروابط الهيدروجينية بين الجزيئات:

في ظل وجود مثل هذا الارتباط، حتى المواد ذات الجزيئات المنخفضة يمكن أن تكون في الظروف العادية سوائل (كحول، ماء) أو غازات مسالة بسهولة (الأمونيا، فلوريد الهيدروجين). في البوليمرات الحيوية - البروتينات (البنية الثانوية) - توجد رابطة هيدروجينية داخل الجزيئات بين أكسجين الكربونيل وهيدروجين المجموعة الأمينية:

جزيئات البولينوكليوتيدات - الحمض النووي (حمض الديوكسي ريبونوكلييك) - عبارة عن حلزونات مزدوجة ترتبط فيها سلسلتان من النيوكليوتيدات ببعضهما البعض بواسطة روابط هيدروجينية. وفي هذه الحالة يعمل مبدأ التكامل، أي أن هذه الروابط تتشكل بين أزواج معينة تتكون من قواعد البيورين والبيريميدين: الثايمين (T) يقع مقابل نيوكليوتيد الأدينين (A)، والسيتوزين (C) يقع مقابله. الجوانين (G).

المواد التي لها روابط هيدروجينية لها شبكات بلورية جزيئية.

الرابطة الكيميائية هي القوة التي تربط الجزيئات التي تشكل المادة معًا.

اعتمادًا على الجزيئات التي تحمل هذه القوى، تنقسم الروابط إلى داخل الجزيئات وبين الجزيئات.

الروابط داخل الجزيئات.

1. الرابطة التساهمية.

الرابطة التساهمية هي زوج مشترك من الإلكترونات بين ذرتين غير معدنيتين.

لنأخذ مثال جزيء الهيدروجين (H2) الذي تتحقق فيه الرابطة التساهمية.

يتكون جزيء الهيدروجين من ذرتين هيدروجين (H)، تحتويان على إلكترون واحد في مستوى الطاقة الخارجي:

تميل الذرات إلى ملء مداراتها بالكامل. ولهذا السبب تجتمع ذرتان معًا. إنهم يتشاركون إلكتروناتهم غير المتزاوجة، مما يخلق زوجًا إلكترونيًا مشتركًا. أصبحت الإلكترونات مقترنة:

هذا الزوج الإلكتروني المشترك عبارة عن رابطة كيميائية تساهمية. يُشار إلى الرابطة التساهمية إما بخط يربط الذرات أو بنقطتين تشيران إلى زوج إلكترون مشترك:

تخيل أن هناك اثنين من جيران المكتب. هذه ذرتان. إنهم بحاجة إلى رسم صورة باللون الأحمر و لون ازرق. لديهم زوج مشترك من أقلام الرصاص (أحدهما أحمر والآخر أزرق) - وهذا زوج إلكتروني شائع. يستخدم كلا جيران المكتب هذه الأقلام. وبالتالي، فإن هذين الجارين متصلان بزوج مشترك من أقلام الرصاص، أي. الرابطة الكيميائية التساهمية.

هناك آليتان لتشكيل الروابط الكيميائية التساهمية.

1. آلية تبادل تكوين الرابطة التساهمية.

في هذه الحالة، توفر كل ذرة إلكترونات لتكوين رابطة تساهمية. وقد نظرنا إلى هذه الآلية عندما تعرفنا على الرابطة التساهمية:

1. آلية المانح والمتقبل لتشكيل الرابطة التساهمية.

في هذه الحالة، زوج الإلكترون المشترك، إذا جاز التعبير، غير متساوٍ.

تحتوي ذرة واحدة على LEP - زوج إلكترون وحيد (إلكترونان في مدار واحد). وهو يوفرها بالكامل لتكوين رابطة تساهمية. تسمى هذه الذرة جهات مانحة– لأنه يوفر كلا الإلكترونين لتكوين رابطة كيميائية.

والذرة الثانية ليس لها سوى مدار حر. يقبل زوجًا من الإلكترونات. تسمى هذه الذرة متقبل– يقبل كلا الإلكترونين .

والمثال الكلاسيكي هو تكوين أيون الأمونيوم NH 4 +. ويتكون من تفاعل أيون H + والأمونيا (NH 3). كاتيون الهيدروجين H+ هو مدار فارغ.

سيكون هذا الجسيم متقبلاً.

يحتوي حجم النيتروجين في الأمونيا على LEP (زوج إلكترون وحيد).

ستكون ذرة النيتروجين الموجودة في الأمونيا مانحة:

في هذه الحالة، تم إحضار القلم الأزرق والأحمر بواسطة أحد جيران المكتب. "يعامل" الثاني. وكلاهما يستخدم أقلام الرصاص.

ستتم مناقشة التفاعلات المحددة التي تنتج مثل هذا الأيون لاحقًا في الأقسام المناسبة. في الوقت الحالي، كل ما عليك فعله هو أن تتذكر المبدأ الذي يتم من خلاله تكوين الرابطة التساهمية من خلال آلية المانح والمتقبل.

هناك نوعان من الروابط التساهمية. هناك روابط تساهمية قطبية وغير قطبية.

الرابطة القطبية التساهمية يحدث بين الذرات غير المعادن مع مختلفةقيم السالبية الكهربية. أي بين الذرات غير المعدنية المختلفة.

الذرة ذات القيمة الكهربية العالية سوف تسحب زوج الإلكترون المشترك نحو نفسها.

تساهمية الرابطة غير القطبية يحدث بين الذرات اللافلزات مع نفسقيم السالبية الكهربية. يتحقق هذا الشرط في حالة حدوث رابطة بين الذرات واحد عنصر كيميائي-اللافلزية. لأن الذرات المختلفة قد تكون لها سالبية كهربية قريبة جدًا من بعضها البعض، لكنها ستظل مختلفة.

لن يتحرك زوج الإلكترون المشترك نحو أي ذرة، لأن كل ذرة "تسحبه" بنفس القوة: سيكون زوج الإلكترون المشترك في المنتصف.

وبطبيعة الحال، يمكن أن تكون الرابطة التساهمية مفردة أو مزدوجة أو ثلاثية:

1. الرابطة الأيونية.

تحدث الرابطة الأيونية بين الذرات المعدنية وغير المعدنية. وبما أن المعدن واللافلز لديهما اختلاف كبير في السالبية الكهربية، فإن زوج الإلكترونات تماماينجذب نحو ذرة أكثر سالبية كهربية - ذرة غير معدنية.

لا يتم تحقيق تكوين مستوى طاقة مملوء بالكامل من خلال تكوين زوج إلكترون مشترك. يأخذ اللافلز إلكترونًا من المعدن ويملأ مستواه الخارجي. لكن من الأسهل على المعدن أن يتخلى عن إلكتروناته (يحتوي على عدد قليل منها) كما أن لديه مستوى ممتلئًا تمامًا.

وهكذا، فإن المعدن، بعد أن تخلى عن الإلكترونات، يكتسب شحنة سالبة ويصبح كاتيونًا. واللافلز، بعد أن يستقبل الإلكترونات، يكتسب شحنة سالبة ويصبح أنيونًا.

الرابطة الكيميائية الأيونية هي الجذب الكهروستاتيكي للكاتيون إلى الأنيون.

تحدث الرابطة الأيونية في الأملاح المعدنية والأكاسيد والهيدروكسيدات. وفي المواد الأخرى التي ترتبط فيها ذرة فلز بذرة غير فلزية (Li 3 N, CaH 2).

هنا يجب الانتباه إلى ميزة مهمة واحدة: تحدث الرابطة الأيونية بين الكاتيون والأنيونات من جميع الأملاح. نحن نصفها بشكل عام على أنها رابطة معدنية غير معدنية. ولكن من الضروري أن نفهم أن هذا يتم فقط من أجل التبسيط. قد لا يحتوي الملح على ذرة معدنية. على سبيل المثال، في أملاح الأمونيوم (NH 4 Cl، (NH 4) 2 SO 4. ينجذب أيون الأمونيوم NH 4 + إلى أنيون الملح - وهذه رابطة أيونية.

بصراحة، لا يوجد أي رابطة أيونية. الرابطة الأيونية هي مجرد درجة قصوى من الرابطة التساهمية القطبية. أي رابطة لها نسبة "الأيونية" الخاصة بها - وهذا يعتمد على الفرق في السالبية الكهربية. ولكن في المنهج المدرسيوأكثر من ذلك في متطلبات امتحان الدولة الموحدة، تعد الروابط الأيونية والتساهمية مفهومين مختلفين تمامًا ولا يمكن الخلط بينهما.

1. اتصال معدني.

لا يمكن فهم روعة الاتصال المعدني إلا مع المعدن شعرية الكريستال. لذلك، سننظر في الرابطة المعدنية لاحقًا، عندما نقوم بتفكيك الشبكات البلورية.

كل ما تحتاج إلى معرفته الآن هو أن الرابطة المعدنية تتحقق مواد بسيطة- المعادن.

الروابط بين الجزيئات.

الروابط بين الجزيئات أضعف بكثير من الروابط بين الجزيئات، لأنها لا تحتوي على زوج إلكترون مشترك.

1. روابط هيدروجينية.

تحدث الروابط الهيدروجينية في المواد التي ترتبط فيها ذرة الهيدروجين بذرة ذات قيمة كهربية عالية (F، O، Cl، N).

وفي هذه الحالة تصبح الرابطة مع ذرات الهيدروجين قطبية للغاية. ينتقل زوج الإلكترون من ذرة الهيدروجين إلى ذرة أكثر سالبية كهربية. ونتيجة لهذا الإزاحة، تظهر شحنة موجبة جزئية (δ+) على الهيدروجين، وتظهر شحنة سالبة جزئية (δ-) على الذرة السالبة كهربيًا.

على سبيل المثال، في جزيء فلوريد الهيدروجين:

ينجذب δ+ لجزيء واحد إلى δ- لجزيء آخر. هذه رابطة هيدروجينية. بيانياً في الرسم التخطيطي يشار إليه بخط منقط:

يمكن أن يشكل جزيء الماء أربعة روابط هيدروجينية:

توفر الروابط الهيدروجينية المزيد درجات الحرارة المنخفضةغليان وذوبان المواد بين الجزيئات التي تنشأ منها. قارن بين كبريتيد الهيدروجين والماء. يحتوي الماء على روابط هيدروجينية - وهو سائل في الظروف العادية، في حين أن كبريتيد الهيدروجين غاز.

1. قوات فان دير فالس.

هذه تفاعلات ضعيفة للغاية بين الجزيئات. مبدأ الحدوث هو نفس مبدأ الروابط الهيدروجينية. تنشأ الشحنات الجزئية الضعيفة جدًا من اهتزازات زوج الإلكترون المشترك. وتنشأ قوى الجذب اللحظية بين هذه الشحنات.

نادرًا المواد الكيميائيةتتكون من ذرات فردية غير مرتبطة بالعناصر الكيميائية. في الظروف العادية، عدد قليل فقط من الغازات التي تسمى الغازات النبيلة لها هذا التركيب: الهيليوم، النيون، الأرجون، الكريبتون، الزينون والرادون. في أغلب الأحيان، لا تتكون المواد الكيميائية من ذرات معزولة، بل من مجموعاتها في مجموعات مختلفة. يمكن لمثل هذه الارتباطات من الذرات أن يصل عددها إلى بضعة أو مئات أو آلاف أو حتى أكثر من الذرات. تسمى القوة التي تحمل هذه الذرات في مثل هذه المجموعات الرابطة الكيميائية.

بمعنى آخر، يمكننا القول أن الرابطة الكيميائية هي تفاعل يوفر اتصال الذرات الفردية بهياكل أكثر تعقيدًا (الجزيئات، والأيونات، والجذور، والبلورات، وما إلى ذلك).

السبب في تكوين الرابطة الكيميائية هو أن طاقة الهياكل الأكثر تعقيدًا أقل من الطاقة الإجمالية للذرات الفردية التي تشكلها.

لذلك، على وجه الخصوص، إذا كان تفاعل الذرات X و Y ينتج جزيء XY، فهذا يعني أن الطاقة الداخلية لجزيئات هذه المادة أقل من الطاقة الداخلية للذرات الفردية التي تشكلت منها:

ه(س ص)< E(X) + E(Y)

ولهذا السبب، عندما تتشكل الروابط الكيميائية بين الذرات الفردية، يتم إطلاق الطاقة.

تسمى إلكترونات طبقة الإلكترون الخارجية ذات طاقة الارتباط الأدنى بالنواة التكافؤ. على سبيل المثال، في البورون هذه إلكترونات من مستوى الطاقة الثاني - 2 إلكترون لكل 2 س-المدارات و 1 بنسبة 2 ص-المدارات:

عندما تتشكل رابطة كيميائية، فإن كل ذرة تميل إلى الحصول على الترتيب الإلكتروني لذرات الغازات النبيلة، أي. بحيث يكون في طبقته الإلكترونية الخارجية 8 إلكترونات (2 لعناصر الدورة الأولى). وتسمى هذه الظاهرة بقاعدة الثمانيات.

من الممكن للذرات أن تصل إلى التكوين الإلكتروني للغاز النبيل إذا كانت الذرات المفردة في البداية تشترك في بعض إلكترونات التكافؤ مع ذرات أخرى. في هذه الحالة، يتم تشكيل أزواج الإلكترون المشتركة.

اعتمادًا على درجة مشاركة الإلكترون، يمكن تمييز الروابط التساهمية والأيونية والمعدنية.

الرابطة التساهمية

غالبًا ما تحدث الروابط التساهمية بين ذرات العناصر اللافلزية. إذا كانت الذرات اللافلزية التي تشكل رابطة تساهمية تنتمي إلى عناصر كيميائية مختلفة، فإن مثل هذه الرابطة تسمى رابطة تساهمية قطبية. ويكمن سبب هذا الاسم في حقيقة أن ذرات العناصر المختلفة لها أيضًا قدرات مختلفة على جذب زوج إلكترون مشترك. ومن الواضح أن هذا يؤدي إلى إزاحة زوج الإلكترون المشترك نحو إحدى الذرات، ونتيجة لذلك تتشكل عليه شحنة سالبة جزئية. وفي المقابل، تتشكل شحنة موجبة جزئية على الذرة الأخرى. على سبيل المثال، في جزيء كلوريد الهيدروجين، ينتقل زوج الإلكترونات من ذرة الهيدروجين إلى ذرة الكلور:

أمثلة على المواد ذات الروابط التساهمية القطبية:

CCl 4، H 2 S، CO 2، NH 3، SiO 2، إلخ.

تتشكل رابطة تساهمية غير قطبية بين الذرات اللافلزية لنفس العنصر الكيميائي. وبما أن الذرات متطابقة، فإن قدرتها على جذب الإلكترونات المشتركة هي نفسها أيضًا. في هذا الصدد، لم يلاحظ أي إزاحة لزوج الإلكترون:

الآلية المذكورة أعلاه لتشكيل رابطة تساهمية، عندما توفر كلتا الذرتين إلكترونات لتكوين أزواج إلكترونية مشتركة، تسمى التبادل.

هناك أيضًا آلية المانحين والمتقبلين.

عندما تتشكل رابطة تساهمية بواسطة آلية المانح والمستقبل، يتم تشكيل زوج إلكترون مشترك بسبب المدار المملوء لذرة واحدة (بإلكترونين) والمدار الفارغ لذرة أخرى. تسمى الذرة التي توفر زوجًا وحيدًا من الإلكترونات بالمانحة، والذرة التي لها مدار شاغر تسمى بالمستقبلة. الذرات التي تحتوي على إلكترونات مقترنة، على سبيل المثال N، O، P، S، تعمل كمتبرعين لأزواج الإلكترونات.

على سبيل المثال، وفقا لآلية المانح والمتلقي، يتم تشكيل المساهمة الرابعة اتصالات NHفي كاتيون الأمونيوم NH 4 +:

بالإضافة إلى القطبية، تتميز الروابط التساهمية أيضًا بالطاقة. طاقة الرابطة هي الحد الأدنى من الطاقة اللازمة لكسر الرابطة بين الذرات.

تتناقص طاقة الارتباط مع زيادة نصف قطر الذرات المرتبطة. وبما أننا نعلم أن نصف قطر الذرة يزداد أسفل المجموعات الفرعية، فيمكننا، على سبيل المثال، أن نستنتج أن قوة رابطة الهالوجين والهيدروجين تزداد في السلسلة:

أهلاً< HBr < HCl < HF

كما أن طاقة الرابطة تعتمد على تعددها، فكلما زاد تعدد الرابطة، زادت طاقتها. يشير تعدد السندات إلى عدد أزواج الإلكترون المشتركة بين ذرتين.

الرابطة الأيونية

يمكن اعتبار الرابطة الأيونية حالة متطرفة للرابطة التساهمية القطبية. إذا تم إزاحة زوج الإلكترون المشترك جزئيًا في الرابطة التساهمية القطبية إلى إحدى زوج الذرات، فإنه في الرابطة الأيونية يتم "إعطاؤه" بالكامل تقريبًا إلى إحدى الذرات. الذرة التي تمنح الإلكترون (الإلكترونات) تكتسب شحنة موجبة وتصبح الكاتيونوالذرة التي أخذت منها إلكترونات تكتسب شحنة سالبة وتصبح أنيون.

وبالتالي، فإن الرابطة الأيونية هي رابطة تتكون من الجذب الكهروستاتيكي للكاتيونات للأنيونات.

يعد تكوين هذا النوع من الروابط أمرًا نموذجيًا أثناء تفاعل الذرات المعادن النموذجيةوغير المعادن النموذجية.

على سبيل المثال، فلوريد البوتاسيوم. ويتكون كاتيون البوتاسيوم عن طريق إزالة إلكترون واحد من ذرة متعادلة، ويتكون أيون الفلور عن طريق إضافة إلكترون واحد إلى ذرة الفلور:

تنشأ قوة جذب إلكتروستاتيكية بين الأيونات الناتجة، مما يؤدي إلى تكوين مركب أيوني.

عند تكوين رابطة كيميائية، تنتقل الإلكترونات من ذرة الصوديوم إلى ذرة الكلور وتتكون أيونات ذات شحنة متعاكسة، ولها شكل خارجي كامل. مستوى الطاقة.

لقد ثبت أن الإلكترونات من ذرة المعدن لا تنفصل تمامًا، ولكنها تنزاح فقط نحو ذرة الكلور، كما هو الحال في الرابطة التساهمية.

معظم المركبات الثنائية التي تحتوي على ذرات معدنية تكون أيونية. على سبيل المثال، الأكاسيد والهاليدات والكبريتيدات والنيتريدات.

يحدث الترابط الأيوني أيضًا بين الكاتيونات البسيطة والأنيونات البسيطة (F −, Cl −, S 2-)، وكذلك بين الكاتيونات البسيطة والأنيونات المعقدة (NO 3 −, SO 4 2-, PO 4 3-, OH −). ولذلك، تشمل المركبات الأيونية الأملاح والقواعد (Na2SO4، Cu(NO3)2، (NH4)2SO4)، Ca(OH)2، NaOH).

اتصال معدني

يتكون هذا النوع من الروابط في المعادن.

تحتوي ذرات جميع المعادن على إلكترونات في الطبقة الإلكترونية الخارجية لها طاقة ربط منخفضة مع نواة الذرة. بالنسبة لمعظم المعادن، تكون عملية فقدان الإلكترونات الخارجية مواتية بقوة.

وبسبب هذا التفاعل الضعيف مع النواة، تكون هذه الإلكترونات الموجودة في المعادن شديدة الحركة وتحدث العملية التالية بشكل مستمر في كل بلورة معدنية:

M 0 - ne - = M n + , حيث M 0 ذرة فلز متعادلة، و M n + كاتيون من نفس المعدن. ويوضح الشكل أدناه توضيحًا للعمليات التي تتم.

وهذا يعني أن الإلكترونات "تندفع" عبر بلورة معدنية، وتنفصل عن ذرة معدنية واحدة، وتشكل كاتيونًا منها، وتنضم إلى كاتيون آخر، لتشكل ذرة محايدة. سميت هذه الظاهرة "رياح الإلكترون"، وتجمع الإلكترونات الحرة في بلورة الذرة اللافلزية كان يسمى "غاز الإلكترون". ويسمى هذا النوع من التفاعل بين ذرات المعدن بالرابطة المعدنية.

رابطة الهيدروجين

إذا ارتبطت ذرة الهيدروجين في مادة ما بعنصر ذو سالبية كهربية عالية (النيتروجين أو الأكسجين أو الفلور)، فإن تلك المادة تتميز بظاهرة تسمى الترابط الهيدروجيني.

بما أن ذرة الهيدروجين مرتبطة بذرة سالبية كهربية، تتشكل شحنة موجبة جزئية على ذرة الهيدروجين، وتتكون شحنة سالبة جزئية على ذرة العنصر السالبة كهربية. في هذا الصدد، يصبح التجاذب الكهروستاتيكي ممكنًا بين ذرة هيدروجين موجبة الشحنة جزئيًا لجزيء واحد وذرة سالبة كهربية لجزيء آخر. على سبيل المثال، يتم ملاحظة الرابطة الهيدروجينية لجزيئات الماء:

إنها الرابطة الهيدروجينية التي تفسر نقطة انصهار الماء المرتفعة بشكل غير طبيعي. بالإضافة إلى الماء، تتشكل روابط هيدروجينية قوية أيضًا في مواد مثل فلوريد الهيدروجين والأمونيا والأحماض المحتوية على الأكسجين والفينولات والكحولات والأمينات.