ونتيجة لدراسة هذا الموضوع سوف تتعلم: لماذا جزيء الماء قطبي بينما ثاني أكسيد الكربون ليس كذلك. ما هو الحد الأقصى لتكافؤ النيتروجين في المركبات. لماذا يحتوي الماء على درجات انصهار وغليان عالية بشكل غير طبيعي؟ ونتيجة لدراسة هذا الموضوع سوف تتعلم: تحديد طبيعة الروابط الكيميائية (التساهمية القطبية وغير القطبية، الأيونية، الهيدروجينية، المعدنية) في المركبات المختلفة. تحديد الشكل الهندسي للجزيئات بناءً على تحليل بنيتها الإلكترونية باستخدام أفكار حول تهجين المدارات الذرية. التنبؤ بخصائص المواد بناءً على معلومات حول طبيعة الروابط الكيميائية وأنواع الشبكات البلورية. أسئلة الدراسة:

5.1. الرابطة التساهمية

تتشكل الرابطة الكيميائية عندما تتجمع ذرتان أو أكثر معًا إذا انخفضت الطاقة الإجمالية للنظام نتيجة لتفاعلها. التكوينات الإلكترونية الأكثر استقرارًا للأغلفة الإلكترونية الخارجية للذرات هي ذرات الغاز النبيل، التي تتكون من إلكترونين أو ثمانية إلكترونات. تحتوي الأغلفة الإلكترونية الخارجية لذرات العناصر الأخرى من واحد إلى سبعة إلكترونات، أي. غير مكتملة. عندما يتكون الجزيء، تميل الذرات إلى الحصول على غلاف مستقر ثنائي الإلكترون أو ثمانية إلكترونات. تشارك إلكترونات التكافؤ للذرات في تكوين رابطة كيميائية.

التساهمية هي رابطة كيميائية بين ذرتين، والتي تتكون من أزواج الإلكترونات التي تنتمي في نفس الوقت إلى هاتين الذرتين.

هناك آليتان لتشكيل الروابط التساهمية: التبادل والمتلقي المانح.

5.1.1. آلية تبادل تكوين الرابطة التساهمية

آلية الصرفيتم تحقيق تكوين الرابطة التساهمية بسبب تداخل السحب الإلكترونية للإلكترونات التي تنتمي إلى ذرات مختلفة. على سبيل المثال، عندما تقترب ذرتان هيدروجين من بعضهما البعض، تتداخل مدارات الإلكترون 1s. ونتيجة لذلك، يظهر زوج مشترك من الإلكترونات، ينتمي في نفس الوقت إلى كلتا الذرتين. في هذه الحالة، تتكون الرابطة الكيميائية من إلكترونات ذات دوران عكسي متوازي، كما في الشكل 1. 5.1.

أرز. 5.1. تكوين جزيء الهيدروجين من ذرتين H

5.1.2. آلية المانح والمتقبل لتكوين الروابط التساهمية

مع آلية المانح والمتلقي لتشكيل الرابطة التساهمية، يتم تشكيل الرابطة أيضًا باستخدام أزواج الإلكترون. ومع ذلك، في هذه الحالة، توفر ذرة واحدة (المانحة) زوج الإلكترون الخاص بها، وتشارك الذرة الأخرى (المستقبلة) في تكوين الرابطة بمدارها الحر. مثال على تنفيذ رابطة المانحين والمتقبل هو تكوين أيون الأمونيوم NH 4 + أثناء تفاعل الأمونيا NH 3 مع كاتيون الهيدروجين H +.

في جزيء NH 3، تشكل ثلاثة أزواج من الإلكترونات ثلاث روابط N-H، ويكون زوج الإلكترون الرابع الذي ينتمي إلى ذرة النيتروجين وحيدًا. يمكن لهذا الزوج من الإلكترونات أن يشكل رابطة مع أيون هيدروجين له مدار غير مشغول. والنتيجة هي أيون الأمونيوم NH4+، الشكل 1. 5.2.

أرز. 5.2. ظهور رابطة بين المانح والمتقبل أثناء تكوين أيون الأمونيوم

تجدر الإشارة إلى أن روابط N-H الأربعة التساهمية الموجودة في أيون NH 4 + متكافئة. من المستحيل في أيون الأمونيوم تحديد رابطة مكونة من آلية المانح والمتقبل.

5.1.3. الرابطة التساهمية القطبية وغير القطبية

إذا تم تشكيل رابطة تساهمية من ذرات متطابقة، فإن زوج الإلكترون يقع على نفس المسافة بين نوى هذه الذرات. تسمى هذه الرابطة التساهمية غير القطبية. من أمثلة الجزيئات ذات الرابطة التساهمية غير القطبية H2، Cl2، O2، N2، إلخ.

في حالة الرابطة التساهمية القطبية، ينتقل زوج الإلكترون المشترك إلى الذرة ذات السالبية الكهربية الأعلى. ويتحقق هذا النوع من الروابط في الجزيئات التي تتكون من ذرات مختلفة. تحدث الرابطة التساهمية القطبية في جزيئات HCl وHBr وCO وNO وما إلى ذلك. على سبيل المثال، يمكن تمثيل تكوين الرابطة التساهمية القطبية في جزيء HCl من خلال رسم تخطيطي، الشكل 1. 5.3:

أرز. 5.3. تكوين رابطة قطبية تساهمية في جزيء HC1

في الجزيء قيد النظر، يتم إزاحة زوج الإلكترون إلى ذرة الكلور، حيث أن السالبية الكهربية (2.83) أكبر من السالبية الكهربية لذرة الهيدروجين (2.1).

5.1.4. لحظة ثنائي القطب والبنية الجزيئية

مقياس قطبية الرابطة هو عزم ثنائي القطب μ:

μ = ه ل,

أين ه- شحنة الإلكترون، ل- المسافة بين مراكز الشحنات الإيجابية والسلبية.

لحظة ثنائي القطب هي كمية متجهة. يتطابق مفهوما "عزم ثنائي القطب للرابطة" و"عزم ثنائي القطب للجزيء" فقط مع الجزيئات ثنائية الذرة. عزم ثنائي القطب للجزيء يساوي مجموع المتجه لعزوم ثنائي القطب لجميع الروابط. وبالتالي، فإن عزم ثنائي القطب لجزيء متعدد الذرات يعتمد على بنيته.

في جزيء ثاني أكسيد الكربون الخطي، على سبيل المثال، تكون كل روابط C–O قطبية. ومع ذلك، فإن جزيء ثاني أكسيد الكربون يكون بشكل عام غير قطبي، نظرًا لأن العزوم ثنائية القطب للروابط تلغي بعضها البعض (الشكل 5.4). عزم ثنائي القطب لجزيء ثاني أكسيد الكربون هو m = 0.

في جزيء H2O الزاوي، تقع روابط H–O القطبية بزاوية 104.5 درجة. يتم التعبير عن المجموع المتجه لعزوم ثنائي القطب لاثنين من روابط H-O بواسطة قطري متوازي الأضلاع (الشكل 5.4). ونتيجة لذلك، فإن عزم ثنائي القطب لجزيء الماء m لا يساوي الصفر.

أرز. 5.4. لحظات ثنائي القطب لجزيئات CO 2 وH 2 O

5.1.5. تكافؤ العناصر في المركبات ذات الروابط التساهمية

يتم تحديد تكافؤ الذرات من خلال عدد الإلكترونات غير المتزاوجة المشاركة في تكوين أزواج الإلكترون المشتركة مع إلكترونات الذرات الأخرى. بوجود إلكترون واحد غير متزاوج على طبقة الإلكترون الخارجية، تكون ذرات الهالوجين في جزيئات F 2 وHCl وPBr 3 وCCl 4 أحادية التكافؤ. تحتوي عناصر مجموعة الأكسجين الفرعية على إلكترونين غير متزاوجين في الطبقة الخارجية، وبالتالي في مركبات مثل O 2 وH 2 O وH 2 S وSCl 2 تكون ثنائية التكافؤ.

نظرًا لأنه، بالإضافة إلى الروابط التساهمية العادية، يمكن تكوين رابطة في الجزيئات بواسطة آلية المانح والمستقبل، فإن تكافؤ الذرات يعتمد أيضًا على وجود أزواج إلكترون وحيدة ومدارات إلكترون حرة. المقياس الكمي للتكافؤ هو عدد الروابط الكيميائية التي من خلالها ترتبط ذرة معينة بالذرات الأخرى.

كقاعدة عامة، لا يمكن أن يتجاوز الحد الأقصى لتكافؤ العناصر عدد المجموعة التي تقع فيها. الاستثناء هو عناصر المجموعة الفرعية الثانوية للمجموعة الأولى Cu، Ag، Au، التي يكون تكافؤها في المركبات أكبر من واحد. تشمل إلكترونات التكافؤ في المقام الأول إلكترونات الطبقات الخارجية، ومع ذلك، بالنسبة لعناصر المجموعات الفرعية الجانبية، تشارك إلكترونات الطبقات قبل الأخيرة (ما قبل الخارجية) أيضًا في تكوين رابطة كيميائية.

5.1.6. تكافؤ العناصر في الحالات الطبيعية والمثارة

يعتمد تكافؤ معظم العناصر الكيميائية على ما إذا كانت هذه العناصر في حالة طبيعية أو مثارة. التكوين الإلكتروني لذرة Li: 1s 2 2s 1. تحتوي ذرة الليثيوم في المستوى الخارجي على إلكترون واحد غير مزدوج، أي. الليثيوم أحادي التكافؤ. يتطلب الأمر إنفاقًا كبيرًا جدًا من الطاقة يرتبط بانتقال الإلكترون 1s إلى المدار 2p للحصول على الليثيوم ثلاثي التكافؤ. إن استهلاك الطاقة هذا كبير جدًا بحيث لا يتم تعويضه بالطاقة المنطلقة أثناء تكوين الروابط الكيميائية. وفي هذا الصدد، لا توجد مركبات الليثيوم ثلاثي التكافؤ.

تكوين الطبقة الإلكترونية الخارجية لعناصر مجموعة البريليوم الفرعية ns 2. وهذا يعني أنه في الطبقة الإلكترونية الخارجية لهذه العناصر في مدار الخلية ns يوجد إلكترونين لهما دوران متعاكسان. لا تحتوي عناصر مجموعة البريليوم الفرعية على إلكترونات غير متزاوجة، لذا فإن تكافؤها في الحالة الطبيعية يكون صفرًا. في الحالة المثارة، يكون التكوين الإلكتروني لعناصر مجموعة البريليوم الفرعية ns 1 nп 1، أي. تشكل العناصر مركبات تكون فيها ثنائية التكافؤ.

احتمالات التكافؤ لذرة البورون

لنفكر في التكوين الإلكتروني لذرة البورون في الحالة الأرضية: 1s 2 2s 2 2p 1. تحتوي ذرة البورون في الحالة الأرضية على إلكترون واحد غير متزاوج (الشكل 5.5)، أي. إنه أحادي التكافؤ. ومع ذلك، لا يتميز البورون بتكوين مركبات يكون فيها أحادي التكافؤ. عندما يتم إثارة ذرة البورون، ينتقل إلكترون واحد 2s إلى مدار 2p (الشكل 5.5). تحتوي ذرة البورون في الحالة المثارة على ثلاثة إلكترونات غير متزاوجة، ويمكنها تكوين مركبات يكون فيها تكافؤها ثلاثة.

أرز. 5.5. حالات التكافؤ لذرة البورون في الحالات الطبيعية والمثارة

إن الطاقة المنفقة على انتقال الذرة إلى حالة مثارة ضمن مستوى طاقة واحد، كقاعدة عامة، يتم تعويضها أكثر من الطاقة المنبعثة أثناء تكوين روابط إضافية.

نظرًا لوجود مدار حر 2p في ذرة البورون، يمكن للبورون في المركبات أن يشكل رابطة تساهمية رابعة، تعمل كمستقبل لزوج الإلكترون. يوضح الشكل 5.6 كيف يتفاعل جزيء BF مع أيون F، مما يؤدي إلى تكوين أيون – حيث يشكل البورون أربع روابط تساهمية.

أرز. 5.6. آلية المانح والمتقبل لتكوين الرابطة التساهمية الرابعة في ذرة البورون

احتمالات التكافؤ لذرة النيتروجين

دعونا نفكر في التركيب الإلكتروني لذرة النيتروجين (الشكل 5.7).

أرز. 5.7. توزيع الإلكترونات في مدارات ذرة النيتروجين

يتضح من الرسم البياني الموضح أن النيتروجين يحتوي على ثلاثة إلكترونات غير متزاوجة، ويمكنه تكوين ثلاث روابط كيميائية وتكافؤه هو ثلاثة. إن انتقال ذرة النيتروجين إلى حالة مثارة أمر مستحيل، لأن مستوى الطاقة الثاني لا يحتوي على مدارات d. وفي الوقت نفسه، يمكن لذرة النيتروجين أن توفر زوجًا إلكترونيًا وحيدًا من الإلكترونات الخارجية 2s2 لذرة لها مدار حر (مستقبل). ونتيجة لذلك تظهر رابطة كيميائية رابعة لذرة النيتروجين، كما هو الحال مثلا في أيون الأمونيوم (الشكل 5.2). وبالتالي، فإن الحد الأقصى للتساهمية (عدد الروابط التساهمية المتكونة) لذرة النيتروجين هو أربعة. في مركباته، النيتروجين، على عكس العناصر الأخرى من المجموعة الخامسة، لا يمكن أن يكون خماسي التكافؤ.

احتمالات التكافؤ لذرات الفوسفور والكبريت والهالوجين

وبخلاف ذرات النيتروجين والأكسجين والفلور، فإن ذرات الفوسفور والكبريت والكلور الموجودة في الفترة الثالثة تحتوي على خلايا ثلاثية الأبعاد حرة يمكن أن تنتقل إليها الإلكترونات. عندما يتم إثارة ذرة الفسفور (الشكل 5.8)، يكون لديها 5 إلكترونات غير متزاوجة على طبقتها الإلكترونية الخارجية. ونتيجة لذلك، في المركبات، لا يمكن أن تكون ذرة الفسفور ثلاثية فحسب، بل أيضًا خماسية التكافؤ.

أرز. 5.8. توزيع إلكترونات التكافؤ في المدارات لذرة الفوسفور في حالة مثارة

في الحالة المثارة، يُظهر الكبريت، بالإضافة إلى تكافؤ اثنين، تكافؤًا أربعة وستة. في هذه الحالة، يتم إقران إلكترونات 3p و3s بشكل تسلسلي (الشكل 5.9).

أرز. 5.9. احتمالات التكافؤ لذرة الكبريت في حالة مثارة

في الحالة المثارة، بالنسبة لجميع عناصر المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة V، باستثناء الفلور، من الممكن الاقتران المتسلسل لأول أزواج من الإلكترون p ثم s. ونتيجة لذلك، تصبح هذه العناصر ثلاثية وخماسية وسباعية التكافؤ (الشكل 5.10).

أرز. 5.10. احتمالات التكافؤ لذرات الكلور والبروم واليود في حالة مثارة

5.1.7. طول الرابطة التساهمية وطاقتها واتجاهها

تتشكل الروابط التساهمية عادة بين الذرات اللافلزية. الخصائص الرئيسية للرابطة التساهمية هي الطول والطاقة والاتجاه.

طول الرابطة التساهمية

طول الرابطة هو المسافة بين نوى الذرات المكونة لهذه الرابطة. يتم تحديده بالطرق الفيزيائية التجريبية. يمكن تقدير طول الرابطة باستخدام قاعدة الجمع، والتي بموجبها يكون طول الرابطة في الجزيء AB يساوي تقريبًا نصف مجموع أطوال الرابطة في الجزيئات A 2 و B 2:

.

من الأعلى إلى الأسفل على طول المجموعات الفرعية للنظام الدوري للعناصر، يزداد طول الرابطة الكيميائية، حيث يزداد نصف قطر الذرات في هذا الاتجاه (الجدول 5.1). كلما زاد عدد الروابط قل طولها.

الجدول 5.1.

طول بعض الروابط الكيميائية

الرابطة الكيميائية	طول الرابط، مساء	الرابطة الكيميائية	طول الرابط، مساء
		نسخة

طاقة الاتصالات

مقياس قوة الرابطة هو طاقة الرابطة. طاقة الاتصالاتتحددها الطاقة اللازمة لكسر الرابطة وإزالة الذرات المكونة لتلك الرابطة إلى مسافة كبيرة لا نهائية من بعضها البعض. الرابطة التساهمية قوية جدًا. تتراوح طاقتها من عدة عشرات إلى عدة مئات من كيلوجول / مول. بالنسبة لجزيء IСl 3، على سبيل المثال، يكون Ebond هو ≈40، وبالنسبة لجزيئات N 2 وCO فإن Ebond هو ≈1000 كيلوجول/مول.

من أعلى إلى أسفل على طول المجموعات الفرعية للنظام الدوري للعناصر، تنخفض طاقة الرابطة الكيميائية، حيث يزداد طول الرابطة في هذا الاتجاه (الجدول 5.1). ومع زيادة تعدد الروابط، تزداد طاقتها (الجدول 5.2).

الجدول 5.2.

طاقات بعض الروابط الكيميائية

الرابطة الكيميائية	طاقة الاتصالات,	الرابطة الكيميائية	طاقة الاتصالات,
		نسخة

تشبع واتجاه الروابط التساهمية

أهم خصائص الرابطة التساهمية هي تشبعها واتجاهها. يمكن تعريف التشبع على أنه قدرة الذرات على تكوين عدد محدود من الروابط التساهمية. وبالتالي، يمكن لذرة الكربون أن تشكل أربع روابط تساهمية فقط، ويمكن لذرة الأكسجين أن تشكل اثنتين. الحد الأقصى لعدد الروابط التساهمية العادية التي يمكن للذرة تكوينها (باستثناء الروابط التي تشكلها آلية المانح والمستقبل) يساوي عدد الإلكترونات غير المتزاوجة.

الروابط التساهمية لها اتجاه مكاني، حيث أن تداخل المدارات أثناء تكوين رابطة واحدة يحدث على طول الخط الذي يربط نوى الذرات. يحدد الترتيب المكاني للمدارات الإلكترونية للجزيء شكله الهندسي. تسمى الزوايا بين الروابط الكيميائية زوايا الرابطة.

إن تشبع واتجاه الرابطة التساهمية يميز هذه الرابطة عن الرابطة الأيونية، والتي، على عكس الرابطة التساهمية، غير مشبعة وغير اتجاهية.

التركيب المكاني لجزيئات H 2 O و NH 3

دعونا نفكر في اتجاه الرابطة التساهمية باستخدام مثال جزيئات H 2 O وNH 3.

يتكون جزيء H 2 O من ذرة أكسجين وذرتين هيدروجين. تحتوي ذرة الأكسجين على إلكترونين غير متزاوجين، يشغلان مدارين يقعان بزوايا قائمة لبعضهما البعض. تحتوي ذرات الهيدروجين على إلكترونات غير متزاوجة 1s. يجب أن تكون الزاوية بين الروابط التي تشكلها إلكترونات p قريبة من الزاوية بين مدارات إلكترونات p. ولكن تجريبيا وجد أن الزاوية بين روابط O-H في جزيء الماء هي 104.50. يمكن تفسير الزيادة في الزاوية مقارنة بزاوية 90 درجة بواسطة قوى التنافر التي تعمل بين ذرات الهيدروجين، الشكل 1. 5.11. وبالتالي، فإن جزيء H 2 O له شكل زاوي.

تشارك ثلاثة إلكترونات p غير متزاوجة من ذرة النيتروجين، والتي تقع مداراتها في ثلاثة اتجاهات متعامدة بشكل متبادل، في تكوين جزيء NH 3. ولذلك، يجب أن تكون روابط N-H الثلاثة موجودة بزوايا لبعضها البعض قريبة من 90 درجة (الشكل 5.11). القيمة التجريبية للزاوية بين الروابط في جزيء NH 3 هي 107.3 درجة. ويعود الفرق بين الزوايا بين الروابط والقيم النظرية، كما في حالة جزيء الماء، إلى التنافر المتبادل بين ذرات الهيدروجين. بالإضافة إلى ذلك، فإن المخططات المقدمة لا تأخذ في الاعتبار إمكانية مشاركة إلكترونين في المدارات 2s في تكوين روابط كيميائية.

أرز. 5.11. تداخل المدارات الإلكترونية أثناء تكوين الروابط الكيميائية في جزيئات H2O(a) وNH3(b)

دعونا نفكر في تكوين جزيء BeC1 2. تحتوي ذرة البريليوم في الحالة المثارة على إلكترونين غير متزاوجين: 2s و2p. يمكن الافتراض أن ذرة البريليوم يجب أن تشكل رابطتين: رابطة واحدة مكونة من إلكترون s ورابطة واحدة مكونة من إلكترون p. يجب أن يكون لهذه الروابط طاقات مختلفة وأطوال مختلفة. يجب ألا يكون جزيء BeCl 2 في هذه الحالة خطيًا، بل زاويًا. ومع ذلك، تظهر التجربة أن جزيء BeCl 2 له بنية خطية وأن كلا الروابط الكيميائية فيه متكافئة. ويلاحظ موقف مماثل عند النظر في بنية جزيئات BCl 3 و CCl 4 - جميع الروابط في هذه الجزيئات متكافئة. يحتوي جزيء BC1 3 على بنية مسطحة، بينما يحتوي جزيء CC1 4 على بنية رباعية السطوح.

لشرح بنية الجزيئات مثل BeCl 2 وBCl 3 وCCl 4، بولينج وسلاتر(الولايات المتحدة الأمريكية) قدمت مفهوم تهجين المدارات الذرية. واقترحوا استبدال العديد من المدارات الذرية، التي لا تختلف كثيرًا في طاقتها، بنفس العدد من المدارات المكافئة، والتي تسمى المدارات الهجينة. تتكون هذه المدارات الهجينة من مدارات ذرية نتيجة لتركيبها الخطي.

وفقًا لـ L. Pauling، عندما تتشكل الروابط الكيميائية بواسطة ذرة تحتوي على إلكترونات من أنواع مختلفة في طبقة واحدة، وبالتالي لا تختلف كثيرًا في الطاقة (على سبيل المثال، s وp)، فمن الممكن تغيير تكوين مدارات أنواع مختلفة، حيث يحدث توافقها في الشكل والطاقة. ونتيجة لذلك، تتشكل مدارات هجينة ذات شكل غير متماثل ومستطيلة للغاية على جانب واحد من النواة. ومن المهم التأكيد على أن نموذج التهجين يستخدم عندما تشارك الإلكترونات من أنواع مختلفة، على سبيل المثال s وp، في تكوين الروابط.

5.1.8.2. أنواع مختلفة من التهجين المداري الذري

س التهجين

تهجين واحد س- و واحد ر- المدارات ( sp- التهجين)ويتحقق، على سبيل المثال، أثناء تكوين كلوريد البريليوم. كما هو موضح أعلاه، في الحالة المثارة، تحتوي ذرة Be على إلكترونين غير متزاوجين، أحدهما يشغل المدار 2s، والآخر يشغل المدار 2p. عندما تتشكل رابطة كيميائية، يتحول هذين المدارين المختلفين إلى مدارين هجينين متماثلين، موجهين بزاوية 180 درجة لبعضهما البعض (الشكل 5.12). يتوافق الترتيب الخطي لمدارين هجينين مع الحد الأدنى من تنافرهما عن بعضهما البعض. ونتيجة لذلك، فإن جزيء BeCl 2 له بنية خطية - حيث تقع الذرات الثلاث على نفس الخط.

أرز. 5.12. رسم تخطيطي للتداخل المداري للإلكترون أثناء تكوين جزيء BeCl 2

هيكل جزيء الأسيتيلين. روابط سيجما وبي

دعونا نفكر في رسم تخطيطي لتداخل المدارات الإلكترونية أثناء تكوين جزيء الأسيتيلين. في جزيء الأسيتيلين، تكون كل ذرة كربون في حالة هجينة sp. يوجد مداران هجينان بزاوية 1800 درجة لبعضهما البعض. فهي تشكل رابطة σ واحدة بين ذرات الكربون ورابطتين σ مع ذرات الهيدروجين (الشكل 5.13).

أرز. 5.13. مخطط تكوين روابط s في جزيء الأسيتيلين

الرابطة σ هي رابطة تتشكل نتيجة تداخل مدارات الإلكترون على طول الخط الذي يربط نوى الذرات.

تحتوي كل ذرة كربون في جزيء الأسيتيلين على إلكترونين p إضافيين، لا يشاركان في تكوين الروابط σ. توجد السحب الإلكترونية لهذه الإلكترونات في مستويات متعامدة بشكل متبادل، وتشكل، متداخلة مع بعضها البعض، رابطتين إضافيتين بين ذرات الكربون بسبب التداخل الجانبي للذرات غير الهجينة ر-السحب (الشكل 5.14).

الرابطة π هي رابطة كيميائية تساهمية تتشكل نتيجة لزيادة كثافة الإلكترون على جانبي الخط الذي يربط نواة الذرات.

أرز. 5.14. مخطط تكوين الروابط σ - و π - في جزيء الأسيتيلين.

وهكذا، في جزيء الأسيتيلين، يتم تشكيل رابطة ثلاثية بين ذرات الكربون، والتي تتكون من رابطة σ واحدة واثنين من الروابط π؛ σ - الروابط أقوى من روابط π .

تهجين sp2

يمكن تفسير بنية جزيء BCl 3 من حيث س 2- التهجين. تحتوي ذرة البورون في حالة مثارة على طبقة الإلكترون الخارجية على إلكترون واحد وإلكترونين p، أي. ثلاثة إلكترونات غير متزاوجة. يمكن تحويل هذه السحب الإلكترونية الثلاثة إلى ثلاثة مدارات هجينة مكافئة. يتوافق الحد الأدنى للتنافر بين ثلاثة مدارات هجينة من بعضها البعض مع موقعها في نفس المستوى بزاوية 120 درجة لبعضها البعض (الشكل 5.15). وبالتالي، فإن جزيء BCl3 له شكل مسطح.

أرز. 5.15. البنية المسطحة لجزيء BCl3

س 3 - التهجين

يمكن تحويل مدارات التكافؤ لذرة الكربون (s, п x, п y, п z) إلى أربعة مدارات هجينة مكافئة، والتي تقع في الفضاء بزاوية 109.5 درجة لبعضها البعض وموجهة نحو رؤوس رباعي السطوح ، في وسطها نواة ذرة الكربون (الشكل 5.16).

أرز. 5.16. هيكل رباعي السطوح لجزيء الميثان

5.1.8.3. التهجين الذي يتضمن أزواج الإلكترون الوحيدة

يمكن استخدام نموذج التهجين لشرح بنية الجزيئات التي تحتوي أيضًا، بالإضافة إلى الجزيئات الرابطة، على أزواج وحيدة من الإلكترونات. في جزيئات الماء والأمونيا، إجمالي عدد أزواج الإلكترونات للذرة المركزية (O وN) هو أربعة. وفي الوقت نفسه، يحتوي جزيء الماء على اثنين، بينما يحتوي جزيء الأمونيا على زوج وحيد من الإلكترونات. يمكن تفسير تكوين الروابط الكيميائية في هذه الجزيئات بافتراض أن الأزواج الوحيدة من الإلكترونات يمكنها أيضًا ملء المدارات الهجينة. تشغل أزواج الإلكترونات المنفردة مساحة أكبر بكثير في الفضاء من تلك المرتبطة. ونتيجة للتنافر الذي يحدث بين أزواج الإلكترونات المنفردة والمترابطة، تتناقص زوايا الرابطة في جزيئات الماء والأمونيا، والتي تصبح أقل من 109.5 درجة.

أرز. 5.17. sp 3 – تهجين يتضمن أزواج إلكترون وحيدة في جزيئات H 2 O (A) وNH 3 (B)

5.1.8.4. تحديد نوع التهجين وتحديد بنية الجزيئات

لتحديد نوع التهجين، وبالتالي بنية الجزيئات، يجب استخدام القواعد التالية.

1. يتم تحديد نوع تهجين الذرة المركزية التي لا تحتوي على أزواج وحيدة من الإلكترونات من خلال عدد روابط سيجما. إذا كان هناك رابطتان من هذا القبيل، يحدث تهجين sp، وثلاثة - sp 2 - تهجين، وأربعة - sp 3 - تهجين. أزواج الإلكترون المنفردة (في غياب الروابط التي تشكلها آلية المانح والمستقبل) غائبة في الجزيئات التي تتكون من ذرات البريليوم والبورون والكربون والسيليكون، أي. في عناصر المجموعات الفرعية الرئيسية II - IV.

2. إذا كانت الذرة المركزية تحتوي على أزواج إلكترونات وحيدة، فإن عدد المدارات الهجينة ونوع التهجين يتحدد بمجموع عدد روابط سيجما وعدد أزواج الإلكترونات المنفردة. يحدث التهجين الذي يشمل أزواج الإلكترون الوحيدة في الجزيئات التي تتكون من ذرات النيتروجين والفوسفور والأكسجين والكبريت، أي. عناصر المجموعات الفرعية الرئيسية للمجموعتين الخامسة والسادسة.

3. يتم تحديد الشكل الهندسي للجزيئات حسب نوع تهجين الذرة المركزية (الجدول 5.3).

الجدول 5.3.

زوايا الرابطة، الشكل الهندسي للجزيئات حسب عدد المدارات الهجينة ونوع تهجين الذرة المركزية

5.2. الرابطة الأيونية

يحدث الترابط الأيوني من خلال الجذب الكهروستاتيكي بين الأيونات المشحونة بشكل معاكس. وتتكون هذه الأيونات نتيجة انتقال الإلكترونات من ذرة إلى أخرى. تتشكل الرابطة الأيونية بين الذرات التي لها اختلافات كبيرة في السالبية الكهربية (عادة أكبر من 1.7 على مقياس بولينج)، على سبيل المثال، بين ذرات الفلز القلوي وذرات الهالوجين.

دعونا نفكر في حدوث الرابطة الأيونية باستخدام مثال تكوين NaCl. ومن الصيغ الإلكترونية للذرات Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 و Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 يتضح أنه لإكمال المستوى الخارجي فإنه من الأسهل لذرة الصوديوم أن تتخلى عن إلكترون واحد من إضافة سبعة، ومن الأسهل على ذرة الكلور أن تضيف واحدًا بدلاً من التخلص من سبعة. في التفاعلات الكيميائية، تتخلى ذرة الصوديوم عن إلكترون واحد، وتأخذه ذرة الكلور. ونتيجة لذلك، تتحول الأغلفة الإلكترونية لذرات الصوديوم والكلور إلى أغلفة إلكترونية مستقرة من الغازات النبيلة (التكوين الإلكتروني لكاتيون الصوديوم هو Na + 1s 2 2s 2 2p 6، والتكوين الإلكتروني لأنيون الكلور Cl – - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6). يؤدي التفاعل الكهروستاتيكي للأيونات إلى تكوين جزيء NaCl.

الخصائص الأساسية للروابط الأيونية وخصائص المركبات الأيونية

1. الرابطة الأيونية هي رابطة كيميائية قوية. تتراوح طاقة هذه الرابطة بين 300 و 700 كيلوجول/مول.

2. على عكس الرابطة التساهمية، الرابطة الأيونية هي غير موجهلأن الأيون يمكنه جذب الأيونات ذات الإشارة المعاكسة لنفسه في أي اتجاه.

3. على عكس الرابطة التساهمية، الرابطة الأيونية هي غير مشبعةلأن تفاعل الأيونات ذات الإشارة المعاكسة لا يؤدي إلى تعويض متبادل كامل لمجالات قوتها.

4. أثناء تكوين الجزيئات ذات الرابطة الأيونية، لا يحدث نقل كامل للإلكترونات، لذلك لا توجد روابط أيونية بنسبة مائة بالمائة في الطبيعة. في جزيء NaCl، تكون الرابطة الكيميائية أيونية بنسبة 80% فقط.

5. المركبات ذات الروابط الأيونية هي مواد صلبة بلورية لها درجات انصهار وغليان عالية.

6. معظم المركبات الأيونية قابلة للذوبان في الماء. تقوم محاليل وذوبان المركبات الأيونية بتوصيل التيار الكهربائي.

5.3. اتصال معدني

تحتوي ذرات المعدن في مستوى الطاقة الخارجي على عدد صغير من إلكترونات التكافؤ. نظرًا لأن طاقة التأين لذرات المعدن منخفضة، فإن إلكترونات التكافؤ يتم الاحتفاظ بها بشكل ضعيف في هذه الذرات. ونتيجة لذلك، تظهر الأيونات الموجبة الشحنة والإلكترونات الحرة في الشبكة البلورية للمعادن. في هذه الحالة، توجد الكاتيونات المعدنية في عقد شبكتها البلورية، وتتحرك الإلكترونات بحرية في مجال المراكز الإيجابية لتشكل ما يسمى "غاز الإلكترون". يؤدي وجود إلكترون سالب الشحنة بين كاتيونين إلى تفاعل كل كاتيون مع هذا الإلكترون. وبالتالي، فإن الترابط المعدني هو الترابط بين الأيونات الموجبة في بلورات المعادن، والذي يحدث من خلال جذب الإلكترونات التي تتحرك بحرية في جميع أنحاء البلورة.

وبما أن إلكترونات التكافؤ في المعدن موزعة بالتساوي في جميع أنحاء البلورة، فإن الرابطة المعدنية، مثل الرابطة الأيونية، هي رابطة غير اتجاهية. على عكس الرابطة التساهمية، الرابطة المعدنية هي رابطة غير مشبعة. من الرابطة التساهمية اتصال معدنيكما أنها تختلف في المتانة. طاقة الرابطة المعدنية أقل بحوالي ثلاث إلى أربع مرات من طاقة الرابطة التساهمية.

بسبب الحركة العالية لغاز الإلكترون، تتميز المعادن بالتوصيل الكهربائي والحراري العالي.

5.4. رابطة الهيدروجين

في جزيئات المركبات HF، H 2 O، NH 3، توجد روابط هيدروجينية مع عنصر قوي السالبية الكهربية (H–F، H–O، H–N). بين جزيئات هذه المركبات يمكن أن تتشكل الروابط الهيدروجينية بين الجزيئات. في بعض الجزيئات العضوية التي تحتوي على روابط H–O، H–N، روابط هيدروجينية داخل الجزيئات.

آلية تكوين رابطة الهيدروجين هي جزئيًا كهروستاتيكية، وجزئيًا مانح ومتقبل بطبيعتها. وفي هذه الحالة يكون زوج الإلكترون المتبرع هو ذرة عنصر سالب بقوة كهربية (F، O، N)، والمستقبل هو ذرات الهيدروجين المتصلة بهذه الذرات. مثل الروابط التساهمية، تتميز الروابط الهيدروجينية بوجود ركزفي الفضاء و التشبع.

يُشار عادةً إلى الروابط الهيدروجينية بالنقاط: H ··· و. كلما كانت الرابطة الهيدروجينية أقوى، زادت السالبية الكهربية للذرة الشريكة وصغر حجمها. وهي مميزة في المقام الأول لمركبات الفلور، وكذلك الأكسجين، وبدرجة أقل النيتروجين، وبدرجة أقل الكلور والكبريت. تتغير طاقة رابطة الهيدروجين أيضًا وفقًا لذلك (الجدول 5.4).

الجدول 5.4.

متوسط ​​قيم طاقات الروابط الهيدروجينية

الروابط الهيدروجينية بين الجزيئات وداخل الجزيئات

بفضل الروابط الهيدروجينية، تتحد الجزيئات لتشكل جزيئات ثنائية وروابط أكثر تعقيدًا. على سبيل المثال، يمكن تمثيل تكوين ثنائي حمض الفورميك من خلال الرسم البياني التالي (الشكل 5.18).

أرز. 5.18. تكوين روابط هيدروجينية بين الجزيئات في حمض الفورميك

يمكن أن تظهر سلاسل طويلة من (H 2 O) n في الماء (الشكل 5.19).

أرز. 5.19. تكوين سلسلة من الروابط في الماء السائل بسبب الروابط الهيدروجينية بين الجزيئات

يمكن لكل جزيء H2O أن يشكل أربع روابط هيدروجينية، لكن جزيء HF يمكن أن يشكل اثنتين فقط.

يمكن أن تحدث الروابط الهيدروجينية بين الجزيئات المختلفة (الرابطة الهيدروجينية بين الجزيئات) وداخل الجزيء (الرابطة الهيدروجينية داخل الجزيئات). يتم عرض أمثلة على تكوين الروابط الجزيئية لبعض المواد العضوية في الشكل. 5.20.

أرز. 5.20. تكوين روابط هيدروجينية داخل الجزيئات في جزيئات المركبات العضوية المختلفة

تأثير الروابط الهيدروجينية على خواص المواد

المؤشر الأكثر ملاءمة لوجود روابط هيدروجينية بين الجزيئات هو نقطة غليان المادة. يتم تفسير نقطة غليان الماء الأعلى (100 درجة مئوية مقارنة بمركبات الهيدروجين لعناصر مجموعة الأكسجين الفرعية (H 2 S، H 2 Se، H 2 Te) بوجود روابط هيدروجينية: يجب إنفاق طاقة إضافية لتدمير الجزيئات الروابط الهيدروجينية في الماء.

يمكن أن يؤثر الارتباط الهيدروجيني بشكل كبير على بنية المواد وخصائصها. يؤدي وجود روابط هيدروجينية بين الجزيئات إلى زيادة درجات انصهار وغليان المواد. يؤدي وجود رابطة هيدروجينية داخل الجزيئات إلى طي جزيء الحمض النووي الريبي منقوص الأكسجين (DNA) في حلزون مزدوج في الماء.

تلعب الروابط الهيدروجينية أيضًا دورًا مهمًا في عمليات الذوبان، حيث تعتمد القابلية للذوبان أيضًا على قدرة المركب على تكوين روابط هيدروجينية مع المذيب. ونتيجة لذلك، فإن المواد التي تحتوي على مجموعات OH مثل السكر والجلوكوز والكحولات والأحماض الكربوكسيلية تكون، كقاعدة عامة، قابلة للذوبان بدرجة عالية في الماء.

5.5. أنواع الشبكات الكريستالية

عادة ما يكون للمواد الصلبة بنية بلورية. تقع الجسيمات التي تشكل البلورات (الذرات أو الأيونات أو الجزيئات) في نقاط محددة بدقة في الفضاء، وتشكل شبكة بلورية. تتكون الشبكة البلورية من خلايا أولية تحتفظ بالخصائص الهيكلية المميزة لشبكة معينة. تسمى النقاط التي تقع فيها الجزيئات العقد شعرية الكريستال. اعتمادا على نوع الجزيئات الموجودة في مواقع الشبكة وعلى طبيعة الاتصال بينها، يتم تمييز 4 أنواع من الشبكات البلورية.

5.5.1. شعرية بلورية ذرية

توجد في عقد الشبكات البلورية الذرية ذرات متصلة ببعضها البعض بواسطة روابط تساهمية. المواد التي لها شبكة ذرية تشمل الماس والسيليكون والكربيدات ومبيدات السيليكات وما إلى ذلك. في بنية البلورة الذرية، من المستحيل عزل الجزيئات الفردية، وتعتبر البلورة بأكملها بمثابة جزيء عملاق واحد. يظهر هيكل الماس في الشكل. 5.21. يتكون الألماس من ذرات الكربون، ترتبط كل ذرة منها بأربع ذرات مجاورة. نظرًا لحقيقة أن الروابط التساهمية قوية، فإن جميع المواد ذات الشبكات الذرية تكون حرارية وصلبة ومنخفضة التطاير. فهي قابلة للذوبان قليلا في الماء.

أرز. 5.21. شعرية الكريستال الماس

5.5.2. الشبكة البلورية الجزيئية

توجد في عقد الشبكات البلورية الجزيئية جزيئات متصلة ببعضها البعض بواسطة قوى جزيئية ضعيفة. لذلك، فإن المواد ذات الشبكة الجزيئية لها صلابة منخفضة، فهي قابلة للانصهار، وتتميز بتطاير كبير، وقابلة للذوبان بشكل طفيف في الماء، ومحاليلها، كقاعدة عامة، لا تقوم بتوصيل التيار الكهربائي. هناك الكثير من المواد ذات الشبكة البلورية الجزيئية المعروفة. هذه هي الهيدروجين الصلب والكلور وأول أكسيد الكربون (IV) وغيرها من المواد التي تكون في حالة غازية في درجات الحرارة العادية. تحتوي معظم المركبات العضوية البلورية على شبكة جزيئية.

5.5.3. شعرية الكريستال الأيونية

تسمى الشبكات البلورية التي تحتوي على الأيونات في عقدها أيوني. وتتكون من مواد ذات روابط أيونية، مثل هاليدات الفلزات القلوية. في البلورات الأيونية، لا يمكن التمييز بين الجزيئات الفردية، ويمكن اعتبار البلورة بأكملها بمثابة جزيء كبير واحد. الروابط بين الأيونات قوية، وبالتالي فإن المواد ذات الشبكة الأيونية لها تقلبات منخفضة ونقاط انصهار وغليان عالية. تظهر الشبكة البلورية لكلوريد الصوديوم في الشكل. 5.22.

أرز. 5.22. شعرية كريستال من كلوريد الصوديوم

في هذا الشكل، الكرات الفاتحة هي أيونات Na +، والكرات الداكنة هي أيونات Cl. على اليسار في الشكل. يوضح الشكل 5.22 خلية الوحدة الخاصة بـ NaCl.

5.5.4. شبكة كريستال معدنية

تشكل المعادن في الحالة الصلبة شبكات بلورية معدنية. تحتوي مواقع هذه الشبكات على أيونات معدنية موجبة، وتتحرك إلكترونات التكافؤ بينها بحرية. تجذب الإلكترونات الكاتيونات كهربائيًا، مما يمنح الشبكة المعدنية الاستقرار. يحدد هذا الهيكل الشبكي الموصلية الحرارية العالية والتوصيل الكهربائي واللدونة للمعادن - أثناء التشوه الميكانيكي لا يوجد كسر للروابط وتدمير البلورة، حيث يبدو أن الأيونات التي تتكون منها تطفو في سحابة من غاز الإلكترون. في التين. ويبين الشكل 5.23 شبكة بلورات الصوديوم.

أرز. 5.23. شعرية كريستال الصوديوم

تعريف

الأمونيا- نيتريد الهيدروجين.

الصيغة – NH 3. الكتلة المولية – 17 جم/مول.

الخصائص الفيزيائية للأمونيا

الأمونيا (NH3) هو غاز عديم اللون ذو رائحة نفاذة (رائحة "الأمونيا")، أخف من الهواء، عالي الذوبان في الماء (حجم واحد من الماء سوف يذوب ما يصل إلى 700 مجلد من الأمونيا). يحتوي محلول الأمونيا المركز على 25% (كتلة) من الأمونيا وكثافته 0.91 جم/سم3.

الروابط بين الذرات في جزيء الأمونيا تساهمية. منظر عام لجزيء AB 3. تدخل جميع مدارات التكافؤ لذرة النيتروجين في حالة تهجين، وبالتالي فإن نوع تهجين جزيء الأمونيا هو sp 3. الأمونيا لها هيكل هندسي من النوع AB 3 E - هرم ثلاثي (الشكل 1).

أرز. 1. هيكل جزيء الأمونيا.

الخواص الكيميائية للأمونيا

كيميائيا، الأمونيا نشطة للغاية: فهي تتفاعل مع العديد من المواد. درجة أكسدة النيتروجين في الأمونيا "-3" ضئيلة، لذلك تظهر الأمونيا خصائص مختزلة فقط.

عند تسخين الأمونيا مع الهالوجينات وأكاسيد المعادن الثقيلة والأكسجين، يتكون النيتروجين:

2NH3 + 3Br2 = N2 + 6HBr

2NH3 + 3CuO = 3Cu + N2 + 3H2O

4NH3 +3O2 = 2N2 + 6H2O

في وجود محفز، يمكن أكسدة الأمونيا إلى أكسيد النيتروجين (II):

4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O (محفز - بلاتيني)

على عكس مركبات الهيدروجين من اللافلزات من المجموعتين السادسة والسابعة، لا تظهر الأمونيا خصائص حمضية. ومع ذلك، لا تزال ذرات الهيدروجين الموجودة في جزيئه قابلة للاستبدال بذرات معدنية. عندما يتم استبدال الهيدروجين بالكامل بمعدن، تتشكل مركبات تسمى النتريدات، والتي يمكن الحصول عليها أيضًا عن طريق التفاعل المباشر للنيتروجين مع المعدن عند درجات حرارة عالية.

تعود الخصائص الرئيسية للأمونيا إلى وجود زوج وحيد من الإلكترونات على ذرة النيتروجين. محلول الأمونيا في الماء قلوي :

NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 أوه ↔ NH 4 + + OH —

عندما تتفاعل الأمونيا مع الأحماض تتكون أملاح الأمونيوم التي تتحلل عند تسخينها:

NH 3 + حمض الهيدروكلوريك = NH 4 Cl

NH 4 Cl = NH 3 + حمض الهيدروكلوريك (عند تسخينه)

إنتاج الأمونيا

هناك طرق صناعية ومختبرية لإنتاج الأمونيا. يتم الحصول على الأمونيا في المختبر من خلال عمل القلويات على محاليل أملاح الأمونيوم عند تسخينها:

NH4Cl + KOH = NH3 + KCl + H2O

NH 4 + + OH - = NH 3 + H 2 O

هذا التفاعل نوعي لأيونات الأمونيوم.

تطبيق الأمونيا

يعد إنتاج الأمونيا من أهم العمليات التكنولوجية في جميع أنحاء العالم. يتم إنتاج حوالي 100 مليون طن من الأمونيا سنويًا في العالم. يتم إطلاق الأمونيا في صورة سائلة أو على شكل محلول مائي بنسبة 25٪ - ماء الأمونيا. المجالات الرئيسية لاستخدام الأمونيا هي إنتاج حمض النيتريك (الإنتاج اللاحق للأسمدة المعدنية المحتوية على النيتروجين)، وأملاح الأمونيوم، واليوريا، والهكسامين، والألياف الاصطناعية (النايلون والنايلون). تستخدم الأمونيا كمبرد في وحدات التبريد الصناعية وكعامل تبييض في تنظيف وصباغة القطن والصوف والحرير.

أمثلة على حل المشكلات

مثال 1

يمارس	ما كتلة وحجم الأمونيا اللازمة لإنتاج 5 أطنان من نترات الأمونيوم؟
حل	دعونا نكتب معادلة تفاعل إنتاج نترات الأمونيوم من الأمونيا وحمض النيتريك: NH3 + HNO3 = NH4 NO3 ووفقا لمعادلة التفاعل فإن كمية مادة نترات الأمونيوم تساوي 1 مول - v(NH 4 NO 3) = 1 مول. ثم يتم حساب كتلة نترات الأمونيوم من معادلة التفاعل: م (NH 4 NO 3) = الخامس (NH 4 NO 3) × M (NH 4 NO 3) ؛ م(NH 4 NO 3) = 1×80 = 80 طن ووفقا لمعادلة التفاعل فإن كمية مادة الأمونيا تساوي أيضا 1 مول - v(NH3) = 1 مول. ثم يتم حساب كتلة الأمونيا بالمعادلة: م(NH3) = الخامس(NH3)×M(NH3); م(NH3) = 1×17 = 17 طن دعونا نحسب نسبة ونجد كتلة الأمونيا (عملية): س ز NH 3 - 5 طن NH 4 NO 3 17 طن NH 3 - 80 طن NH 4 NO 3 س = 17×5/80 = 1.06 م(NH3) = 1.06 طن لنقم بعمل نسبة مماثلة لإيجاد حجم الأمونيا: 1.06 جم NH3 – × لتر NH3 17 طن NH 3 - 22.4×10 3 م 3 NH 3 س = 22.4×10 3 ×1.06 /17 = 1.4×10 3 V(NH3) = 1.4 × 103 م3
إجابة	كتلة الأمونيا - 1.06 طن، حجم الأمونيا - 1.4×10 م

أولاً، دعونا نفكر في بنية جزيء الأمونيا NH 3. كما تعلمون، على مستوى الطاقة الخارجي، تحتوي ذرات النيتروجين على خمسة إلكترونات، منها ثلاثة إلكترونات غير متزاوجة. هم الذين يشاركون في تكوين ثلاث روابط تساهمية مع ثلاث ذرات هيدروجين أثناء تكوين جزيء الأمونيا NH 3.

يتم تحويل ثلاثة أزواج إلكترون مشتركة نحو ذرة النيتروجين الأكثر سالبية كهربية، وبما أن جزيء الأمونيا له شكل هرم ثلاثي (الشكل 128)، ونتيجة لإزاحة أزواج الإلكترون، يظهر ثنائي القطب، أي جزيء ذو اثنين أعمدة.

أرز. 128.
هيكل جزيء الأمونيا

تتفاعل جزيئات الأمونيا (في الأمونيا السائلة) عن طريق الترابط مع بعضها البعض:

هذا النوع الخاص من الروابط الكيميائية بين الجزيئات، كما تعلمون، يسمى رابطة الهيدروجين.

الأمونيا هو غاز عديم اللون ذو رائحة نفاذة، وهو أخف وزنا من الهواء تقريبا. لا ينبغي استنشاق الأمونيا لفترات طويلة من الزمن لأنها سامة. يسيل هذا الغاز بسهولة عند الضغط الطبيعي ودرجة حرارة -33.4 درجة مئوية. عندما تتبخر الأمونيا السائلة من البيئة، يتم امتصاص الكثير من الحرارة، ولهذا السبب يتم استخدام الأمونيا في وحدات التبريد.

الأمونيا قابلة للذوبان بدرجة عالية في الماء: عند 20 درجة مئوية، يذوب حوالي 710 مجلدات من الأمونيا في حجم واحد من الماء (الشكل 129). يسمى المحلول المائي المركز (25٪ بالوزن) من الأمونيا الأمونيا المائية أو ماء الأمونيا، ويعرف محلول الأمونيا 10٪ المستخدم في الطب باسم الأمونيا. في محلول مائي من الأمونيا، يتم تشكيل مركب ضعيف - هيدرات الأمونيا NH 3 H 2 O.

أرز. 129.
"نافورة الأمونيا" (تذويب الأمونيا في الماء)

إذا أضفت بضع قطرات من الفينول فثالين إلى محلول الأمونيا، فسيتحول المحلول إلى اللون القرمزي، مما يشير إلى وجود بيئة قلوية. يتم تفسير التفاعل القلوي للمحاليل المائية للأمونيا بوجود أيونات الهيدروكسيد OH -:

إذا تم تسخين محلول الأمونيا الملون بالفينول فثالين فإن اللون سيختفي (لماذا؟).

التجربة المعملية رقم 30
دراسة خواص الامونيا

تتفاعل الأمونيا مع الأحماض لتكوين أملاح الأمونيوم. يمكن ملاحظة هذا التفاعل في التجربة التالية: قم بإحضار قضيب زجاجي أو زجاج مبلل بمحلول الأمونيا إلى قضيب أو زجاج آخر مبلل بحمض الهيدروكلوريك - سيظهر دخان أبيض كثيف (الشكل 130):

أرز. 130.
"دخان بلا نار"

فصدق بعد هذا القول أنه لا دخان بلا نار.

يحتوي كل من المحلول المائي للأمونيا وأملاح الأمونيوم على أيون خاص - كاتيون الأمونيوم NH + 4، الذي يلعب دور الكاتيون المعدني. يتشكل أيون الأمونيوم نتيجة تكوين رابطة تساهمية بين ذرة النيتروجين التي تحتوي على زوج إلكترون حر (وحيد) وكاتيون الهيدروجين، الذي ينتقل إلى الأمونيا من جزيئات الحمض أو الماء:

عندما يتكون أيون الأمونيوم، فإن المتبرع لزوج الإلكترون الحر هو ذرة النيتروجين الموجودة في الأمونيا، والمستقبل هو كاتيون الهيدروجين للحمض أو الماء.

يمكنك التنبؤ بخاصية كيميائية أخرى للأمونيا بنفسك إذا انتبهت إلى حالة أكسدة ذرات النيتروجين فيها، وهي -3. بالطبع، الأمونيا هي أقوى عامل اختزال، أي أن ذرات النيتروجين فيها يمكنها فقط التخلي عن الإلكترونات، ولكنها لا تقبلها. وبالتالي، يمكن أكسدة الأمونيا إما لتحرير النيتروجين (دون استخدام محفز):

4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O،

أو إلى أكسيد النيتروجين (II) (في وجود محفز):

في الصناعة، يتم إنتاج الأمونيا عن طريق تخليق النيتروجين والهيدروجين (الشكل 131).

أرز. 131.
المنشآت الصناعية (أ) ومخطط الإنتاج الصناعي للأمونيا (ب)

يتم الحصول على الأمونيا في المختبر عن طريق عمل الجير المطفأ Ca(OH) 2 على أملاح الأمونيوم، وفي أغلب الأحيان كلوريد الأمونيوم:

يتم تجميع الغاز في وعاء مقلوب، ويتم التعرف عليه إما عن طريق الرائحة، أو من خلال زرقة ورق عباد الشمس الأحمر المبلل، أو من خلال ظهور دخان أبيض عند إدخال عصا مبللة بحمض الهيدروكلوريك.

تستخدم الأمونيا وأملاحها على نطاق واسع في الصناعة والتكنولوجيا والزراعة والحياة اليومية. وتظهر مجالات التطبيق الرئيسية في الشكل 132.

أرز. 132.
تطبيق الأمونيا وأملاح الأمونيوم:
1.2 - في وحدات التبريد. 3 - إنتاج الأسمدة المعدنية. 4 - إنتاج حامض النيتريك. 5 - للحام. 6 - إنتاج المتفجرات. 7- في الطب والحياة اليومية (الأمونيا)

كلمات ومفاهيم جديدة

1. هيكل جزيء الأمونيا.
2. رابطة الهيدروجين.
3. خصائص الأمونيا: التفاعل مع الماء والأحماض والأكسجين.
4. آلية المانح والمتقبل لتكوين أيون الأمونيوم.
5. استلام وجمع والتعرف على الأمونيا.

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).
تتكون بلورات المواد الجزيئية الصلبة من جزيئات مرتبطة ببعضها البعض 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 مادة صلبة جدًا؛ 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. تحتوي أجهزة الراديو والتلفزيون وأجهزة الكمبيوتر والهواتف الحديثة والساعات الإلكترونية والألواح الشمسية والعديد من الأجهزة المنزلية والصناعية الأخرى على الترانزستورات والدوائر الدقيقة والخلايا الكهروضوئية المصنوعة 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 تغيرات درجات الحرارة المفاجئة. من حيث خصائصه الكيميائية، يعتبر ثاني أكسيد السيليكون أكسيدًا حمضيًا، لكنه يتفاعل مع القلويات فقط عند اندماجه. 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. بشكل عام، يمكن 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 بشكل أساسي على طاقة التأين للذرة (طاقة تقارب الإلكترون تكون دائمًا أقل بكثير)، فإنها في نظام العناصر الكيميائية تتغير تقريبًا مثل طاقة التأين، أي أنها تزيد قطريًا من السيزيوم (0.86) 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 قابل للذوبان بشكل طفيف في الماء، ويسمى محلوله المائي حمض هيدروكبريتيد. 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.
في الختام، دعونا ننظر في التركيب الإلكتروني لجزيء 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. توجد تعبئة الذرات المكعبة المتمحورة حول الجسم في بلورات الفلزات القلوية وعناصر 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.
الخصائص الفيزيائية المميزة للمعادن:
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 والماء، يتم تغطيتها بطبقة رقيقة كثيفة من أكسيد الزنك، مما يمنع 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 هو أحد مكونات النحاس، 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).

ساعدوني في حل الكيمياء من فضلكم وضح نوع الرابطة في الجزيئات NH3، CaCl2، Al2O3، BaS... وحصلت على أفضل إجابة

الرد من أولغا ليابينا[المعلم]
1) نوع الرابطة NH3. القطبية. تشارك ثلاثة إلكترونات غير متزاوجة من النيتروجين وإلكترون واحد من الهيدروجين في تكوين الرابطة. لا توجد روابط باي. تهجين sp3 شكل الجزيء هرمي (مدار واحد لا يشارك في التهجين، رباعي الأسطح يتحول إلى هرم)
نوع الرابطة CaCl2 أيوني. يتضمن تكوين الرابطة إلكترونين من الكالسيوم في المدار s، اللذين يقبلان ذرتين من الكلور، مكملين مستواهما الثالث. لا توجد روابط باي، نوع التهجين sp. فهي تقع في الفضاء بزاوية 180 درجة
نوع الرابطة Al2O3 أيونية. وتشارك ثلاثة إلكترونات من مدارات الألومنيوم s وp في تكوين الرابطة التي يقبلها الأكسجين، مكملاً مستواه الثاني. O=آل-O-آل=O. هناك روابط باي بين الأكسجين والألومنيوم. sp نوع التهجين على الأرجح.
نوع الرابطة BaS أيوني. يتم قبول إلكترونين من الباريوم بواسطة الكبريت. Ba=S عبارة عن رابطة باي واحدة. التهجين س. جزيء مسطح.
2) AgNO3
يتم تقليل الفضة عند الكاثود
ك حج + + ه = حج
يتأكسد الماء عند الأنود
أ 2H2O - 4e = O2 + 4H+
وفقًا لقانون فاراداي (مهما كان...) فإن كتلة (حجم) المادة المنطلقة عند الكاثود تتناسب مع كمية الكهرباء التي تمر عبر المحلول
m(Ag) = Me/zF *I*t = 32.23 جم
V(O2) = Ve/F *I*t = 1.67 لتر

الإجابة من 2 إجابات[المعلم]

مرحبًا! فيما يلي مجموعة مختارة من المواضيع التي تحتوي على إجابات لسؤالك: ساعدني في حل الكيمياء من فضلك. حدد نوع الرابطة في الجزيئات NH3، CaCl2، Al2O3، BaS...