تحتل نظرية الروابط الكيميائية مكانًا مهمًا جدًا في الكيمياء الحديثة. وهو يفسر سبب اتحاد الذرات لتكوين جزيئات كيميائية ويسمح بمقارنة استقرار هذه الجزيئات. باستخدام نظرية الروابط الكيميائية، من الممكن التنبؤ بتركيب وبنية المركبات المختلفة. إن مفهوم كسر بعض الروابط الكيميائية وتكوين روابط أخرى هو أساس الأفكار الحديثة حول تحولات المواد أثناء التفاعلات الكيميائية.

الرابطة الكيميائية هي تفاعل الذرات، الذي يحدد استقرار الجسيم الكيميائي أو البلورة ككل. تتشكل الرابطة الكيميائية نتيجة للتفاعل الكهروستاتيكي بين الجسيمات المشحونة: الكاتيونات والأنيونات والنوى والإلكترونات. عندما تتجمع الذرات معًا، تبدأ قوى التجاذب في التأثير بين نواة ذرة وإلكترونات ذرة أخرى، وكذلك قوى التنافر بين النوى وبين الإلكترونات. وعلى مسافة ما، توازن هذه القوى بعضها البعض، ويتشكل جسيم كيميائي مستقر.

عند تكوين رابطة كيميائية، يمكن أن تحدث إعادة توزيع كبيرة لكثافة الإلكترونات للذرات في المركب مقارنة بالذرات الحرة. في الحالة القصوى، يؤدي هذا إلى تكوين جزيئات مشحونة - أيونات (من "أيون" اليوناني - الذهاب).

التفاعل الأيوني

إذا فقدت الذرة إلكترونًا واحدًا أو أكثر، فإنها تتحول إلى أيون موجب - كاتيون (مترجم من اليونانية - "النزول"). هكذا تتشكل كاتيونات الهيدروجين H +، الليثيوم Li +، الباريوم Ba 2+ باكتساب الإلكترونات تتحول الذرات إلى أيونات سالبة - أنيونات (من الكلمة اليونانية "أنيون" - صاعدة)، ومن أمثلة الأنيونات أيون الفلورايد F -، أيون الكبريتيد S 2-.

الكاتيونات والأنيونات قادرة على جذب بعضها البعض. وفي هذه الحالة يحدث رابطة كيميائية وتتكون مركبات كيميائية. يسمى هذا النوع من الروابط الكيميائية بالرابطة الأيونية:

الرابطة الأيونيةهي رابطة كيميائية تتكون من التجاذب الكهروستاتيكي بين الكاتيونات والأنيونات.

يمكن اعتبار آلية تكوين الرابطة الأيونية باستخدام مثال التفاعل بين الصوديوم والكلور. تفقد ذرة الفلز القلوي إلكترونًا بسهولة، بينما تكتسب ذرة الهالوجين إلكترونًا واحدًا. ونتيجة لذلك، يتم تشكيل كاتيون الصوديوم وأيون الكلوريد. أنها تشكل اتصالا بسبب الجذب الكهروستاتيكي بينهما.

التفاعل بين الكاتيونات والأنيونات لا يعتمد على الاتجاه، لذلك يقال أن الروابط الأيونية غير اتجاهية. يمكن لكل كاتيون أن يجذب أي عدد من الأنيونات، والعكس صحيح. هذا هو السبب في أن الرابطة الأيونية غير مشبعة. يقتصر عدد التفاعلات بين الأيونات في الحالة الصلبة فقط على حجم البلورة. ولذلك، ينبغي اعتبار البلورة بأكملها "جزيء" من مركب أيوني.

لكي تحدث الرابطة الأيونية، من الضروري أن يكون مجموع قيم طاقة التأين ه أنا(لتكوين الكاتيون) وتقارب الإلكترون أ ه(لتكوين الأنيون) يجب أن تكون مواتية بقوة. وهذا يحد من تكوين الروابط الأيونية بواسطة ذرات المعادن النشطة (عناصر المجموعتين IA وIIA، وبعض عناصر المجموعة IIIA وبعض العناصر الانتقالية) واللافلزات النشطة (الهالوجينات، والكالكوجينات، والنيتروجين).

لا يوجد عمليا رابطة أيونية مثالية. وحتى في تلك المركبات التي تصنف عادة على أنها أيونية، لا يوجد انتقال كامل للإلكترونات من ذرة إلى أخرى؛ تظل الإلكترونات جزئيًا قيد الاستخدام الشائع. وبالتالي، فإن الرابطة في فلوريد الليثيوم تكون 80% أيونية و20% تساهمية. ولذلك فالحديث عنه أصح درجة الأيونية(قطبية) رابطة كيميائية تساهمية. ويعتقد أنه مع وجود اختلاف في السالبية الكهربية للعناصر 2.1، تكون الرابطة أيونية بنسبة 50٪. إذا كان الفرق أكبر، يمكن اعتبار المركب أيونيا.

يستخدم النموذج الأيوني للترابط الكيميائي على نطاق واسع لوصف خصائص العديد من المواد، وفي المقام الأول مركبات الفلزات القلوية والقلوية الأرضية مع اللافلزات. ويرجع ذلك إلى بساطة وصف هذه المركبات: يُعتقد أنها مبنية من مجالات مشحونة غير قابلة للضغط تتوافق مع الكاتيونات والأنيونات. في هذه الحالة، تميل الأيونات إلى ترتيب نفسها بحيث تكون قوى التجاذب بينها في الحد الأقصى وتكون قوى التنافر في حدها الأدنى.

نصف القطر الأيوني

يستخدم النموذج الكهروستاتيكي البسيط للترابط الأيوني مفهوم نصف القطر الأيوني. يجب أن يكون مجموع نصف قطر الكاتيون والأنيون المجاورين مساوياً للمسافة المقابلة بين النواة:

ص 0 = ص + + ص −

ومع ذلك، لا يزال من غير الواضح أين ينبغي رسم الحدود بين الكاتيون والأنيون. من المعروف اليوم أن الروابط الأيونية البحتة غير موجودة، حيث يوجد دائمًا بعض التداخل بين السحب الإلكترونية. لحساب نصف قطر الأيونات، يتم استخدام طرق البحث التي تسمح بتحديد كثافة الإلكترون بين ذرتين. يتم تقسيم المسافة بين النواة عند النقطة التي تكون فيها كثافة الإلكترون في حدها الأدنى.

حجم الأيون يعتمد على عوامل كثيرة. مع الشحن المستمر للأيون، مع زيادة العدد الذري (وبالتالي شحنة النواة)، يتناقص نصف القطر الأيوني. وهذا ملحوظ بشكل خاص في سلسلة اللانثانيدات، حيث يتغير نصف القطر الأيوني بشكل رتيب من 117 مساءً لـ (La 3+) إلى 100 مساءً (Lu 3+) عند رقم تنسيق 6. ويسمى هذا التأثير ضغط اللانثانيدات.

في مجموعات العناصر، يزداد نصف القطر الأيوني بشكل عام مع زيادة العدد الذري. ولكن ل د- عناصر الفترتين الرابعة والخامسة، بسبب ضغط اللانثانيدات، يمكن أن يحدث حتى انخفاض في نصف القطر الأيوني (على سبيل المثال، من 73 مساءً لـ Zr 4+ إلى 72 مساءً لـ Hf 4+ برقم تنسيق 4).

خلال هذه الفترة، هناك انخفاض ملحوظ في نصف القطر الأيوني، المرتبط بزيادة جذب الإلكترونات إلى النواة مع زيادة متزامنة في شحنة النواة وشحنة الأيون نفسه: 116 م لـ Na +، 86 م لـ Mg 2+، 68 م لـ 3+ (تنسيق رقم 6). لنفس السبب، تؤدي زيادة شحنة الأيون إلى انخفاض نصف القطر الأيوني لعنصر واحد: Fe 2+ 77 م، Fe 3+ 63 م، Fe 6+ 39 م (رقم التنسيق 4).

لا يمكن إجراء مقارنات بين أنصاف الأقطار الأيونية إلا عندما يكون رقم التنسيق هو نفسه، لأنه يؤثر على حجم الأيون بسبب القوى التنافرية بين الأضداد. ويظهر هذا بوضوح في مثال Ag + ion؛ نصف قطرها الأيوني هو 81 و 114 و 129 م لأرقام التنسيق 2 و 4 و 6 على التوالي.

يتم تحديد بنية المركب الأيوني المثالي، الذي يحدده الحد الأقصى للتجاذب بين الأيونات المتباينة والحد الأدنى من تنافر الأيونات المتشابهة، إلى حد كبير من خلال نسبة نصف القطر الأيوني للكاتيونات والأنيونات. ويمكن إثبات ذلك من خلال إنشاءات هندسية بسيطة.

سلوك ص + : ص −	رقم التنسيق للكاتيون	بيئة	مثال
0,225−0,414	4	رباعي السطوح	الزنكS
0,414−0,732	6	ثماني السطوح	كلوريد الصوديوم
0,732−1,000	8	مكعب	CsCl
>1,000	12	اثني عشر السطوح	غير موجود في البلورات الأيونية

طاقة الرابطة الأيونية

طاقة الربط للمركب الأيوني هي الطاقة التي تنطلق أثناء تكوينه من الأضداد الغازية البعيدة بشكل لا نهائي عن بعضها البعض. مع الأخذ في الاعتبار أن القوى الكهروستاتيكية فقط تتوافق مع حوالي 90% من إجمالي طاقة التفاعل، والتي تتضمن أيضًا مساهمة القوى غير الكهروستاتيكية (على سبيل المثال، تنافر الأصداف الإلكترونية).

عند حدوث رابطة أيونية بين أيونين حرين، تتحدد طاقة تجاذبهما قانون كولوم:

ه(ظرف) = س + س- / (4π ص ε),

أين س+ و س- - رسوم الأيونات المتفاعلة، صهي المسافة بينهما، ε هو ثابت العزل الكهربائي للوسط.

وبما أن إحدى الشحنات سالبة، فإن قيمة الطاقة ستكون سالبة أيضًا.

وفقًا لقانون كولوم، عند المسافات المتناهية الصغر، يجب أن تصبح الطاقة الجاذبة كبيرة بلا حدود. ومع ذلك، هذا لا يحدث، لأن الأيونات ليست رسوم نقطية. عندما تقترب الأيونات من بعضها البعض تنشأ قوى تنافر بينها بسبب تفاعل السحب الإلكترونية. يتم وصف طاقة تنافر الأيونات بواسطة معادلة بورن:

ه(أوت.) = في / ص ن,

أين في- بعض ثابت، نيمكن أن تأخذ القيم من 5 إلى 12 (حسب حجم الأيونات). يتم تحديد الطاقة الإجمالية من خلال مجموع طاقات الجذب والتنافر:

ه = ه(ظرف) + ه(بعد ذلك)

قيمتها تمر عبر الحد الأدنى. تتوافق إحداثيات النقطة الدنيا مع مسافة التوازن ص 0 وطاقة التوازن للتفاعل بين الأيونات ه 0:

ه 0 = س + س − (1 - 1 / ن) / (4π ص 0 ε)

هناك دائمًا تفاعلات في الشبكة البلورية أكثر من التفاعلات التي تحدث بين زوج من الأيونات. يتم تحديد هذا الرقم في المقام الأول حسب نوع الشبكة البلورية. لمراعاة جميع التفاعلات (الضعف مع زيادة المسافة)، يتم إدخال ما يسمى ثابت Madelung في التعبير عن طاقة الشبكة البلورية الأيونية أ:

ه(ظرف) = أ س + س- / (4π ص ε)

يتم تحديد قيمة ثابت Madelung فقط من خلال هندسة الشبكة ولا تعتمد على نصف قطر الأيونات وشحنتها. على سبيل المثال، كلوريد الصوديوم هو 1.74756.

المهمة رقم 1

من القائمة المتوفرة، حدد مركبين يحتويان على رابطة كيميائية أيونية.

• 1. الكالسيوم (ClO 2) 2
• 2. حمض الهيدروكلوريك 3
• 3.NH4Cl
• 4. حمض الهيدروكلوريك 4
• 5.Cl2O7

الجواب: 13

في الغالبية العظمى من الحالات، يمكن تحديد وجود نوع الرابطة الأيونية في المركب من خلال حقيقة أن وحداته الهيكلية تتضمن في نفس الوقت ذرات معدن نموذجي وذرات غير معدنية.

وبناء على هذه الميزة نثبت وجود رابطة أيونية في المركب رقم 1 - Ca(ClO 2) 2، لأن في صيغته يمكنك رؤية ذرات معدن الكالسيوم النموذجي وذرات اللافلزات - الأكسجين والكلور.

ومع ذلك، لا يوجد المزيد من المركبات التي تحتوي على ذرات معدنية وغير معدنية في هذه القائمة.

من بين المركبات المشار إليها في المهمة كلوريد الأمونيوم، حيث تتحقق الرابطة الأيونية بين كاتيون الأمونيوم NH 4 + وأيون الكلوريد Cl - .

المهمة رقم 2

من القائمة المتوفرة، حدد مركبين يكون فيهما نوع الرابطة الكيميائية هو نفسه الموجود في جزيء الفلور.

1) الأكسجين

2) أكسيد النيتريك (II)

3) بروميد الهيدروجين

4) يوديد الصوديوم

قم بتدوين أرقام الاتصالات المحددة في حقل الإجابة.

الجواب: 15

يتكون جزيء الفلور (F2) من ذرتين من عنصر كيميائي غير معدني واحد، وبالتالي فإن الرابطة الكيميائية في هذا الجزيء تكون تساهمية غير قطبية.

لا يمكن تحقيق الرابطة التساهمية غير القطبية إلا بين ذرات نفس العنصر الكيميائي اللافلزية.

من بين الخيارات المقترحة، فقط الأكسجين والماس لديهما رابطة تساهمية غير قطبية. جزيء الأكسجين ثنائي الذرة، ويتكون من ذرات عنصر كيميائي غير معدني واحد. يمتلك الماس تركيبًا ذريًا، وفي تركيبه، ترتبط كل ذرة كربون، وهي مادة غير معدنية، بأربع ذرات كربون أخرى.

أكسيد النيتريك (II) هو مادة تتكون من جزيئات مكونة من ذرات نوعين مختلفين من اللافلزات. نظرًا لأن السالبية الكهربية للذرات المختلفة تختلف دائمًا، فإن زوج الإلكترونات المشترك في الجزيء ينحرف نحو العنصر الأكثر سالبية كهربية، وهو الأكسجين في هذه الحالة. وبالتالي، فإن الرابطة في جزيء NO تكون تساهمية قطبية.

يتكون بروميد الهيدروجين أيضًا من جزيئات ثنائية الذرة تتكون من ذرات الهيدروجين والبروم. ينزاح زوج الإلكترون المشترك الذي يشكل رابطة H-Br نحو ذرة البروم الأكثر سالبية كهربية. الرابطة الكيميائية في جزيء HBr هي أيضًا تساهمية قطبية.

يوديد الصوديوم هو مادة ذات بنية أيونية تتكون من كاتيون معدني وأنيون يوديد. تتشكل الرابطة في جزيء NaI نتيجة لانتقال إلكترون من 3 س- مدارات ذرة الصوديوم (تتحول ذرة الصوديوم إلى كاتيون) إلى نقص الامتلاء 5 ص- مدار ذرة اليود (تتحول ذرة اليود إلى أنيون). تسمى هذه الرابطة الكيميائية الأيونية.

المهمة رقم 3

من القائمة المتوفرة، اختر مادتين تشكل جزيئاتهما روابط هيدروجينية.

• 1. ج 2 ح 6
• 2. ج 2 ح 5 أوه
• 3.H2O
• 4. CH 3 أوتش 3
• 5. سي إتش 3 كوتش 3

قم بتدوين أرقام الاتصالات المحددة في حقل الإجابة.

الجواب: 23

توضيح:

تحدث الروابط الهيدروجينية في المواد ذات التركيب الجزيئي التي تحتوي على روابط تساهمية H-O، H-N، H-F. أولئك. الروابط التساهمية لذرة الهيدروجين مع ذرات ثلاثة عناصر كيميائية ذات أعلى السالبية الكهربية.

ومن الواضح أن هناك روابط هيدروجينية بين الجزيئات:

2) الكحولات

3) الفينولات

4) الأحماض الكربوكسيلية

5) الأمونيا

6) الأمينات الأولية والثانوية

7) حمض الهيدروفلوريك

المهمة رقم 4

من القائمة المتوفرة، حدد مركبين يحتويان على روابط كيميائية أيونية.

• 1.PCl 3
• 2.CO2
• 3. كلوريد الصوديوم
• 4.H2S
• 5. أهداب الشوق

قم بتدوين أرقام الاتصالات المحددة في حقل الإجابة.

الجواب: 35

توضيح:

في الغالبية العظمى من الحالات، يمكن استخلاص استنتاج حول وجود نوع من الروابط الأيونية في المركب من حقيقة أن الوحدات الهيكلية للمادة تشمل في نفس الوقت ذرات معدن نموذجي وذرات غير معدنية.

وبناء على هذه الخاصية نستنتج أن هناك رابطة أيونية في المركبات رقم 3 (NaCl) و5 (MgO).

ملحوظة*

بالإضافة إلى الخاصية المذكورة أعلاه، يمكن القول بوجود رابطة أيونية في المركب إذا كانت وحدته الهيكلية تحتوي على كاتيون الأمونيوم (NH 4 +) أو نظائره العضوية - كاتيونات الألكيل أمونيوم RNH 3 +، ثنائي ألكيل الأمونيوم R 2 NH 2 +، كاتيونات ثلاثي ألكيل الأمونيوم R 3 NH + أو رباعي ألكيل الأمونيوم R 4 N +، حيث R هو بعض جذري الهيدروكربون. على سبيل المثال، يحدث النوع الأيوني من الرابطة في المركب (CH 3) 4 NCl بين الكاتيون (CH 3) 4 + وأيون الكلوريد Cl −.

المهمة رقم 5

من القائمة المقدمة، حدد مادتين لهما نفس النوع من البنية.

4) ملح الطعام

قم بتدوين أرقام الاتصالات المحددة في حقل الإجابة.

الجواب: 23

المهمة رقم 8

من القائمة المقترحة، اختر مادتين ذات بنية غير جزيئية.

2) الأكسجين

3) الفوسفور الأبيض

5) السيليكون

قم بتدوين أرقام الاتصالات المحددة في حقل الإجابة.

الجواب: 45

المهمة رقم 11

اختر من القائمة المقترحة مادتين تحتوي جزيئاتهما على رابطة مزدوجة بين ذرات الكربون والأكسجين.

3) الفورمالديهايد

4) حمض الخليك

5) الجلسرين

قم بتدوين أرقام الاتصالات المحددة في حقل الإجابة.

الجواب: 34

المهمة رقم 14

من القائمة المتوفرة، اختر مادتين تحتويان على روابط أيونية.

1) الأكسجين

3) أول أكسيد الكربون (الرابع)

4) كلوريد الصوديوم

5) أكسيد الكالسيوم

قم بتدوين أرقام الاتصالات المحددة في حقل الإجابة.

الجواب: 45

المهمة رقم 15

من القائمة المقترحة، اختر مادتين لهما نفس نوع الشبكة البلورية مثل الماس.

1) السيليكا SiO 2

2) أكسيد الصوديوم Na2O

3) أول أكسيد الكربون

4) الفوسفور الأبيض ف4

5) السيليكون سي

قم بتدوين أرقام الاتصالات المحددة في حقل الإجابة.

الجواب: 15

المهمة رقم 20

من القائمة المتوفرة، اختر مادتين تحتوي جزيئاتهما على رابطة ثلاثية واحدة.

• 1. HCOH
• 2.HCOH
• 3. ج2ح4
• 4. ن 2
• 5. ج2 ح2

قم بتدوين أرقام الاتصالات المحددة في حقل الإجابة.

الجواب: 45

توضيح:

من أجل العثور على الإجابة الصحيحة، دعونا نرسم الصيغ البنائية للمركبات من القائمة المقدمة:

وهكذا نرى أن هناك رابطة ثلاثية في جزيئات النيتروجين والأسيتيلين. أولئك. الإجابات الصحيحة 45

المهمة رقم 21

اختر من القائمة المقترحة مادتين تحتوي جزيئاتهما على رابطة تساهمية غير قطبية.

تتشكل جميع المركبات الكيميائية من خلال تكوين رابطة كيميائية. واعتمادًا على نوع الجزيئات المتصلة، يتم التمييز بين عدة أنواع. أبسط- هذه هي القطبية التساهمية، التساهمية غير القطبية، المعدنية والأيونية. اليوم سنتحدث عن الأيونية.

في تواصل مع

ما هي الأيونات

وتتكون بين ذرتين - كقاعدة عامة، بشرط أن يكون الفرق في السالبية الكهربية بينهما كبيرًا جدًا. يتم تقييم السالبية الكهربية للذرات والأيونات باستخدام مقياس بولينج.

لذلك، من أجل النظر بشكل صحيح في خصائص المركبات، تم تقديم مفهوم الأيونية. تتيح لك هذه الخاصية تحديد النسبة المئوية لرابطة معينة تكون أيونية.

المركب ذو الأيونية الأعلى هو فلوريد السيزيوم، حيث تصل نسبته إلى 97% تقريبًا. الترابط الأيوني مميزللمواد المتكونة من ذرات فلزية تقع في المجموعتين الأولى والثانية من جدول D.I. مندليف، وذرات اللافلزات الموجودة في المجموعتين السادسة والسابعة من نفس الجدول.

ملحوظة!ومن الجدير بالذكر أنه لا يوجد مركب تكون فيه العلاقة أيونية حصراً. بالنسبة للعناصر المكتشفة حاليًا، لا يمكن تحقيق مثل هذا الفارق الكبير في السالبية الكهربية للحصول على مركب أيوني 100%. ولذلك، فإن تعريف الرابطة الأيونية ليس صحيحا تماما، لأنه في الواقع يتم النظر في المركبات ذات التفاعل الأيوني الجزئي.

لماذا تم تقديم هذا المصطلح إذا كانت هذه الظاهرة غير موجودة بالفعل؟ والحقيقة هي أن هذا النهج ساعد في تفسير العديد من الفروق الدقيقة في خصائص الأملاح والأكاسيد والمواد الأخرى. على سبيل المثال، لماذا هي شديدة الذوبان في الماء، ولماذا هي كذلك المحاليل قادرة على توصيل التيار الكهربائي. وهذا لا يمكن تفسيره من أي منظور آخر.

آلية التعليم

لا يمكن تكوين الرابطة الأيونية إلا في حالة استيفاء شرطين: إذا كانت الذرة المعدنية المشاركة في التفاعل قادرة على التخلي بسهولة عن الإلكترونات الموجودة في مستوى الطاقة الأخير، وتكون الذرة غير المعدنية قادرة على قبول هذه الإلكترونات. ذرات المعدن بطبيعتها هي عوامل اختزال، أي أنها قادرة على ذلك التبرع بالإلكترون.

ويرجع ذلك إلى حقيقة أن مستوى الطاقة الأخير في المعدن يمكن أن يحتوي على واحد إلى ثلاثة إلكترونات، ونصف قطر الجسيم نفسه كبير جدًا. ولذلك فإن قوة التفاعل بين النواة والإلكترونات في المستوى الأخير تكون صغيرة جدًا بحيث يمكنها تركها بسهولة. الوضع مع اللافلزات مختلف تمامًا. يملكون نصف قطر صغير، ويمكن أن يتراوح عدد الإلكترونات الخاصة في المستوى الأخير من ثلاثة إلى سبعة.

والتفاعل بينها وبين النواة الموجبة يكون قوياً جداً، ولكن أي ذرة تسعى جاهدة لإكمال مستوى الطاقة، لذلك تسعى الذرات غير المعدنية للحصول على الإلكترونات المفقودة.

وعندما تلتقي ذرتان - فلزية وغير معدنية - تنتقل الإلكترونات من ذرة الفلز إلى ذرة اللافلز، ويتكون تفاعل كيميائي.

مخطط الاتصال

يوضح الشكل بوضوح كيف يحدث تكوين الرابطة الأيونية بالضبط. في البداية، هناك ذرات الصوديوم والكلور المشحونة بشكل محايد.

الأول لديه إلكترون واحد في مستوى الطاقة الأخير، والثاني سبعة. بعد ذلك، ينتقل الإلكترون من الصوديوم إلى الكلور ويتكون أيونين. والتي تتحد مع بعضها البعض لتشكل مادة. ما هو الأيون؟ الأيون هو جسيم مشحون فيه عدد البروتونات لا يساوي عدد الإلكترونات.

الاختلافات عن النوع التساهمي

نظرًا لخصوصيتها، فإن الرابطة الأيونية ليس لها اتجاهية. ويرجع ذلك إلى أن المجال الكهربائي للأيون عبارة عن كرة، وهو يتناقص أو يزيد في اتجاه واحد بشكل منتظم، ويخضع لنفس القانون.

على عكس التساهمية التي تتشكل بسبب تداخل السحب الإلكترونية.

والفرق الثاني هو ذلك الرابطة التساهمية مشبعة. ماذا يعني ذلك؟ عدد السحب الإلكترونية التي يمكنها المشاركة في التفاعل محدود.

وفي الأيونية، ونظرًا لأن المجال الكهربائي له شكل كروي، فيمكنه الاتصال بعدد غير محدود من الأيونات. وهذا يعني أنه يمكننا القول أنها غير مشبعة.

كما يمكن أن يتميز بعدة خصائص أخرى:

1. طاقة الرابطة هي خاصية كمية، وتعتمد على كمية الطاقة التي يجب إنفاقها لكسرها. يعتمد ذلك على معيارين - طول الرابطة وشحنة الأيوناتالمعنية بتعليمها. كلما كانت الرابطة أقوى، قصر طولها وزادت شحنات الأيونات التي تشكلها.
2. الطول - سبق ذكر هذا المعيار في الفقرة السابقة. يعتمد ذلك فقط على نصف قطر الجزيئات المشاركة في تكوين المركب. يتغير نصف قطر الذرات على النحو التالي: يتناقص خلال الفترة مع زيادة العدد الذري ويزيد في المجموعة.

المواد ذات الروابط الأيونية

ومن سمات عدد كبير من المركبات الكيميائية. وهذا جزء كبير من جميع الأملاح، بما في ذلك ملح الطعام المعروف. يحدث في جميع الاتصالات حيث يوجد مباشر الاتصال بين المعدن وغير المعدن. فيما يلي بعض الأمثلة على المواد التي لها روابط أيونية:

• كلوريد الصوديوم والبوتاسيوم،
• فلوريد السيزيوم,
• أكسيد المغنيسيوم.

ويمكن أن يعبر عن نفسه أيضًا في مركبات معقدة.

على سبيل المثال، كبريتات المغنيسيوم.

فيما يلي صيغة المادة ذات الروابط الأيونية والتساهمية:

ستتشكل رابطة أيونية بين أيونات الأكسجين والمغنيسيوم، لكن الكبريت يرتبط ببعضه البعض باستخدام رابطة تساهمية قطبية.

ومن هنا يمكننا أن نستنتج أن الروابط الأيونية هي سمة من سمات المركبات الكيميائية المعقدة.

ما هي الرابطة الأيونية في الكيمياء

أنواع الروابط الكيميائية - الأيونية والتساهمية والمعدنية

خاتمة

الخصائص تعتمد بشكل مباشر على الجهاز شعرية الكريستال. ولذلك، فإن جميع المركبات ذات الروابط الأيونية تكون شديدة الذوبان في الماء والمذيبات القطبية الأخرى، وهي موصلة للكهرباء وتكون عازلة. في الوقت نفسه، فهي حرارية للغاية وهشة. غالبًا ما تستخدم خصائص هذه المواد في تصميم الأجهزة الكهربائية.

تتشكل بين الذرات مع اختلاف كبير (> 1.5 على مقياس بولينج) في السالبية الكهربية، حيث يمر زوج الإلكترون المشترك بشكل تفضيلي إلى الذرة ذات السالبية الكهربية الأعلى. هذا هو جذب الأيونات كأجسام مشحونة بشكل معاكس. ومن الأمثلة على ذلك مركب CsF، حيث تبلغ "درجة الأيونية" 97٪. الرابطة الأيونية هي حالة متطرفة من استقطاب الرابطة التساهمية القطبية. تتشكل بين المعدن النموذجي وغير المعدني. وفي هذه الحالة تنتقل الإلكترونات من المعدن بالكامل إلى اللافلز، وتتشكل الأيونات.

$\backslash mathsf\; A\backslash cdot\; +\; \backslash cdot\; \backslash mathsf\; B\; \backslash to\; \backslash mathsf\; A^+\; [:\; \backslash mathsf\; B^-]$

يحدث تجاذب كهروستاتيكي بين الأيونات الناتجة، وهو ما يسمى الترابط الأيوني. أو بالأحرى هذه النظرة مريحة. في الواقع، الرابطة الأيونية بين الذرات في شكلها النقي لا تتحقق في أي مكان أو في أي مكان تقريبًا؛ عادة، في الواقع، تكون الرابطة أيونية جزئيًا وجزئيًا تساهمية بطبيعتها. وفي الوقت نفسه، يمكن في كثير من الأحيان اعتبار رابطة الأيونات الجزيئية المعقدة أيونية بحتة. أهم الاختلافات بين الروابط الأيونية والأنواع الأخرى من الروابط الكيميائية هي عدم الاتجاه وعدم التشبع. وهذا هو السبب في أن البلورات المتكونة بسبب الروابط الأيونية تنجذب نحو عبوات كثيفة مختلفة من الأيونات المقابلة.

صفاتتتمتع هذه المركبات بقابلية ذوبان جيدة في المذيبات القطبية (الماء والأحماض وغيرها). يحدث هذا بسبب الأجزاء المشحونة من الجزيء. في هذه الحالة، تنجذب ثنائيات أقطاب المذيبات إلى الأطراف المشحونة للجزيء، ونتيجة للحركة البراونية، "تمزق" جزيء المادة إلى قطع وتحيط بها، مما يمنعها من الاتصال مرة أخرى. والنتيجة هي الأيونات المحاطة بثنائيات أقطاب المذيبات.

عندما يتم إذابة هذه المركبات، يتم إطلاق الطاقة عادةً، نظرًا لأن الطاقة الإجمالية لروابط الأيونات المذيبة المتكونة أكبر من طاقة رابطة الأيونات الموجبة. الاستثناءات هي أملاح كثيرة من حمض النيتريك (النترات)، والتي تمتص الحرارة عندما تذوب (تبرد المحاليل). يتم شرح الحقيقة الأخيرة على أساس القوانين التي يتم أخذها في الاعتبار في الكيمياء الفيزيائية.

مثال على تكوين الرابطة الأيونية

دعونا نفكر في طريقة التكوين باستخدام مثال كلوريد الصوديوم كلوريد الصوديوم. ويمكن تمثيل التوزيع الإلكتروني لذرات الصوديوم والكلور على النحو التالي: $\backslash mathsf(Na^(11)\; 1s^22s^22p^63s^1)$و $\backslash mathsf(Cl^(17)\; 1s^22s^22p^63s^23p^5)$. هذه ذرات ذات مستويات طاقة غير كاملة. ومن الواضح، لإكمالها، أنه من الأسهل على ذرة الصوديوم أن تتخلى عن إلكترون واحد بدلاً من اكتساب سبعة إلكترونات، وبالنسبة لذرة الكلور فمن الأسهل أن تكتسب إلكترونًا واحدًا بدلاً من التخلي عن سبعة. أثناء التفاعل الكيميائي، تتخلى ذرة الصوديوم تمامًا عن إلكترون واحد، وتستقبله ذرة الكلور.

تخطيطيا، يمكن كتابة هذا مثل هذا:

$\backslash mathsf(Na-e\; \backslash rightarrow\; Na^+)$- أيون الصوديوم، غلاف مستقر بثمانية إلكترونات ( $\backslash mathsf(Na^(+)\; 1s^22s^22p^6)$) بسبب مستوى الطاقة الثاني. $\backslash mathsf(Cl+e\; \backslash rightarrow\; Cl^-)$- أيون الكلور، غلاف مستقر بثمانية إلكترونات.

بين الأيونات $\backslash mathsf(نا^+)$و $\backslash mathsf(Cl^-)$تنشأ قوى الجذب الكهروستاتيكية، مما يؤدي إلى تكوين اتصال.

أنظر أيضا

اكتب مراجعة عن مقالة "الترابط الأيوني"

روابط

الرابطة الكيميائية عرض الهيكل الخصائص الإلكترونية الكيمياء المجسمة

ضمجزيئي عامل ضمن الجزيئ تفاعل بين الجزيئات تفاعل

مقتطفات تميز الرابطة الأيونية

قال دولوخوف: "ستُجبر على الرقص، كما رقصت تحت قيادة سوفوروف (على vous fera danser [سوف تُجبر على الرقص])."
– Qu"est ce qu"il chante؟ [ماذا يغني هناك؟] - قال أحد الفرنسيين.
"De l"histoire ancienne, [Ancient History]،" قال الآخر، معتقدًا أن الأمر يتعلق بالحروب السابقة. "L"Empereur va lui faire voir a votre Souvara, comme aux autres... [سيُظهر الإمبراطور سوفارا الخاص بك" ، أحب الآخرين …]
"بونابرت..." بدأ دولوخوف، لكن الفرنسي قاطعه.
- لا بونابرت. هناك إمبراطور! الاسم المقدس... [اللعنة...] - صرخ بغضب.
- اللعنة على الإمبراطور الخاص بك!
وأقسم دولوخوف باللغة الروسية بوقاحة كجندي ورفع بندقيته ومشى بعيدًا.
قال لقائد السرية: "دعونا نذهب يا إيفان لوكيتش".
"هكذا هو الحال باللغة الفرنسية"، تحدث الجنود في السلسلة. - ماذا عنك يا سيدوروف!
غمز سيدوروف، والتفت إلى الفرنسيين، وبدأ في الثرثرة بكلمات غير مفهومة في كثير من الأحيان:
"كاري، مالا، تافا، صافي، موتر، كاسكا،" ثرثر محاولًا إعطاء نغمات معبرة لصوته.
- إذهب! إذهب! إذهب! هاهاهاها! رائع! رائع! - كان هناك هدير من الضحك الصحي والمبهج بين الجنود، والذي أبلغ الفرنسيين بشكل لا إرادي من خلال السلسلة أنه بعد ذلك بدا من الضروري تفريغ الأسلحة وتفجير العبوات ويجب على الجميع العودة إلى منازلهم بسرعة.
لكن البنادق ظلت محملة، وكانت الثغرات الموجودة في المنازل والتحصينات تتطلع إلى الأمام بنفس القدر من التهديد، وكما كان الحال من قبل، ظلت البنادق موجهة نحو بعضها البعض، منزوعة من الأطراف.

بعد أن سافر حول خط القوات بأكمله من اليمين إلى الجناح الأيسر، صعد الأمير أندريه إلى البطارية التي، وفقا لضابط المقر، كان الحقل بأكمله مرئيا. وهنا نزل عن حصانه وتوقف عند الطرف الخارجي للمدافع الأربعة التي تم إزالتها من الأطراف. أمام المدافع سار رجل المدفعية الحارس، الذي كان ممدودًا أمام الضابط، ولكن عند الإشارة الموجهة إليه، استأنف مشيته المملة بزيه العسكري. خلف المدافع كانت هناك أطراف، وفي الخلف كان هناك نقطة ربط ونيران المدفعية. على اليسار، ليس بعيدا عن المدفع الخارجي، كان هناك كوخ جديد من الخيزران، حيث يمكن سماع أصوات الضباط المتحركة.
في الواقع، من البطارية كان هناك منظر تقريبا للموقع بأكمله للقوات الروسية ومعظم العدو. مباشرة مقابل البطارية، في أفق الرابية المقابلة، كانت قرية شنغرابين مرئية؛ يمكن للمرء أن يرى إلى اليسار واليمين في ثلاثة أماكن، وسط دخان نيرانهم، حشودًا من القوات الفرنسية، والتي كان من الواضح أن معظمها كان في القرية نفسها وخلف الجبل. على يسار القرية، وسط الدخان، بدا وكأن هناك شيئًا يشبه البطارية، لكن كان من المستحيل رؤيته جيدًا بالعين المجردة. كان جناحنا الأيمن يقع على تلة شديدة الانحدار كانت تسيطر على الموقف الفرنسي. تم وضع مشاةنا على طوله، وكان الفرسان مرئيين على الحافة ذاتها. في المركز، حيث توجد بطارية Tushin، حيث شاهد الأمير أندريه الموقف، كان هناك أصل لطيف ومستقيم وصعود إلى الدفق الذي فصلنا عن Shengraben. إلى اليسار، تجاور قواتنا الغابة، حيث تدخن نيران المشاة لدينا، تقطيع الأخشاب. كان الخط الفرنسي أوسع من خطنا، وكان من الواضح أن الفرنسيين يمكنهم الالتفاف حولنا بسهولة على كلا الجانبين. خلف موقفنا كان هناك واد شديد الانحدار وعميق يصعب على المدفعية وسلاح الفرسان التراجع من خلاله. الأمير أندريه، متكئا على البندقية وأخرج محفظته، رسم لنفسه خطة للتخلص من القوات. لقد كتب ملاحظات بالقلم الرصاص في مكانين، بهدف توصيلها إلى باغراتيون. كان ينوي أولاً تركيز كل المدفعية في المركز وثانيًا إعادة سلاح الفرسان إلى الجانب الآخر من الوادي. الأمير أندريه، الذي كان باستمرار مع القائد الأعلى، يراقب تحركات الجماهير والأوامر العامة ويشارك باستمرار في الأوصاف التاريخية للمعارك، وفي هذه المسألة القادمة، فكر بشكل لا إرادي في المسار المستقبلي للعمليات العسكرية فقط بعبارات عامة. لقد تخيل فقط النوع التالي من الحوادث الكبرى: "إذا شن العدو هجومًا على الجهة اليمنى"، قال لنفسه، "سيتعين على كييف غرينادير وبودولسك جايجر الاحتفاظ بمواقعهما حتى تقترب احتياطيات المركز منهما". في هذه الحالة، يمكن للفرسان ضرب الجناح والإطاحة بهم. "في حالة الهجوم على المركز، نضع بطارية مركزية على هذا التل، وتحت غطاءها، نجمع الجناح الأيسر معًا ونتراجع إلى الوادي في المستويات"، فكر في نفسه...

خصائص الروابط الكيميائية

يشكل مبدأ الروابط الكيميائية أساس كل 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.

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.

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). يُشار إلى الشحنة الجزئية للذرات بالحرف اليوناني δ. 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. ترجع هذه الميزات إلى وجود نوع خاص من الروابط في المعادن - الرابطة المعدنية.

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. لكن في حالة البخار، ترتبط ذرات المعدن ببعضها البعض بواسطة رابطة تساهمية (على سبيل المثال، يملأ بخار الصوديوم مصابيح الضوء الأصفر لإضاءة شوارع المدن الكبيرة). 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.