الرابطة التساهمية - رابطة كيميائية تتكون من التنشئة الاجتماعية لزوج من غيوم التكافؤ الإلكترونية. تسمى الإلكترونات التي توفر الرابطة زوج الإلكترون المشترك.

الرابطة التساهمية المقدسة : الاتجاهية ، والتشبع ، والقطبية ، والاستقطاب - تحديد المادة الكيميائية و الخصائص الفيزيائيةروابط.

يحدد اتجاه الاتصال التركيب الجزيئيالمواد و شكل هندسيجزيئاتهم. تسمى الزوايا بين رابطتين زوايا الرابطة.

التشبع - قدرة الذرات على تكوين عدد محدود من الروابط التساهمية. عدد الروابط التي تكونها الذرة محدود بعدد مداراتها الذرية الخارجية.

ترجع قطبية الرابطة إلى التوزيع غير المتكافئ لكثافة الإلكترون بسبب الاختلافات في الكهربية للذرات. على هذا الأساس ، تنقسم الروابط التساهمية إلى قطبية وغير قطبية.

يتم التعبير عن قابلية استقطاب السندات في إزاحة إلكترونات الرابطة تحت تأثير خارجي الحقل الكهربائي، بما في ذلك جسيم آخر متفاعل. يتم تحديد الاستقطاب من خلال تنقل الإلكترون. تحدد قطبية واستقطاب الروابط التساهمية تفاعل الجزيئات فيما يتعلق بالكواشف القطبية.

الرابطة الأيونية.

النوع الأيوني من الرابطة ممكن فقط بين الذرات التي تختلف بشكل حاد في الخصائص. يؤدي الاختلاف الحاد في خصائص العناصر إلى حقيقة أن ذرة المعدن تفقد إلكترونات التكافؤ تمامًا ، وتضيفها الذرة غير المعدنية. تتشكل أيونات موجبة وسالبة الشحنة في الجزيئات والشبكة البلورية بواسطة قوى الجذب الكهروستاتيكي. تسمى هذه الرابطة الأيونية.

مثال على ذلك هو تكوين جزيء كلوريد الصوديوم في الطور الغازي.

أنواع الاتصال غير المحددة.

اتصال معدني - رابطة كيميائية بسبب وجود إلكترونات حرة نسبيًا. إنها مميزة لكل من المعادن النقية وسبائكها والمركبات المعدنية.

آلية الترابط المعدني: توجد أيونات المعادن الموجبة في جميع عقد الشبكة البلورية. فيما بينها بشكل عشوائي ، مثل جزيئات الغاز ، تتحرك إلكترونات التكافؤ ، بدون خطاف من الذرات أثناء تكوين الأيونات. تلعب هذه الإلكترونات دور الأسمنت ، حيث تجمع الأيونات الموجبة معًا ؛ خلاف ذلك ، سوف تتفكك الشبكة تحت تأثير قوى التنافر بين الأيونات. في الوقت نفسه ، يتم الاحتفاظ بالإلكترونات أيضًا بواسطة أيونات داخل الشبكة البلورية ولا يمكنها تركها. قوى الاتصال ليست محلية وليست موجهة. لذلك ، في معظم الحالات ، تظهر أرقام تنسيق عالية (على سبيل المثال ، 12 أو 8).

خصائص أخرى: الإلكترونات التي تتحرك بحرية تسبب موصلية كهربائية وحرارية عالية. غالبًا ما تجمع المواد ذات الرابطة المعدنية بين القوة والليونة ، لأنه عندما يتم إزاحة الذرات بالنسبة لبعضها البعض ، لا تنكسر الروابط.

قوات فان دير فال - قوى التفاعل بين الجزيئات بطاقة 0.8 - 8.16 كيلوجول / مول. يشير هذا المصطلح في الأصل إلى جميع هذه القوى ، في العلم الحديثيتم تطبيقه عادة على القوى الناشئة عن استقطاب الجزيئات وتكوين ثنائيات القطب. اكتشفه جيه دي فان دير فالس عام 1869.

تشمل قوى فان دير فال التفاعلات بين ثنائيات الأقطاب (الدائمة والمستحثة). يأتي الاسم من حقيقة أن هذه القوى هي سبب تصحيح الضغط الداخلي في معادلة فان دير فال لحالة الغاز الحقيقي. تحدد هذه التفاعلات بشكل أساسي القوى المسؤولة عن تكوين التركيب المكاني للجزيئات البيولوجية.

ثيمات استخدام المبرمجالرابطة التساهمية الكيميائية ، أنواعها وآليات تكوينها. خصائص الرابطة التساهمية (قطبية وطاقة الرابطة). الرابطة الأيونية. اتصال معدني. رابطة الهيدروجين

روابط كيميائية داخل الجزيئية

دعونا نفكر أولاً في الروابط التي تنشأ بين الجسيمات داخل الجزيئات. تسمى هذه الاتصالات ضمجزيئي عامل ضمن الجزيئ.

رابطة كيميائية بين الذرات العناصر الكيميائيةله طبيعة كهروستاتيكية ويتكون بسبب تفاعلات الإلكترونات الخارجية (التكافؤ)، بدرجة أو بأخرى التي عقدتها نوى موجبة الشحنةالذرات المستعبدة.

المفهوم الرئيسي هنا هو الخلابة الإلكترونية. هي التي تحدد النوع رابطة كيميائيةبين الذرات وخصائص هذه الرابطة.

هي قدرة الذرة على جذب (عقد) خارجي(التكافؤ) الإلكترونات. يتم تحديد الكهربية من خلال درجة جذب الإلكترونات الخارجية للنواة وتعتمد بشكل أساسي على نصف قطر الذرة وشحنة النواة.

يصعب تحديد الكهربية بشكل لا لبس فيه. قام L. Pauling بتجميع جدول للكهرباء النسبية (بناءً على طاقات الرابطة للجزيئات ثنائية الذرة). العنصر الأكثر كهرسلبية هو الفلورمع معنى 4 .

من المهم ملاحظة أنه في المصادر المختلفة يمكنك العثور على مقاييس وجداول مختلفة لقيم الكهربية. لا ينبغي الخوف من هذا ، لأن تكوين رابطة كيميائية يلعب دورًا الذرات ، وهي تقريبًا نفسها في أي نظام.

إذا كانت إحدى الذرات في الرابطة الكيميائية A: B تجذب الإلكترونات بقوة أكبر ، فإن زوج الإلكترون ينزاح نحوها. الاكثر فرق الكهربيةالذرات ، كلما إزاح زوج الإلكترون أكثر.

إذا كانت قيم الكهربية للذرات المتفاعلة متساوية أو متساوية تقريبًا: EO (A) ≈EO (V)، ثم لا يتم إزاحة زوج الإلكترون المشترك إلى أي من الذرات: أ: ب. يسمى هذا الاتصال تساهمية غير قطبية.

إذا كانت الكهربية للذرات المتفاعلة تختلف ، ولكن ليس كثيرًا (الفرق في الكهربية هو تقريبًا من 0.4 إلى 2: 0,4<ΔЭО<2 ) ، ثم يتم إزاحة زوج الإلكترون إلى إحدى الذرات. يسمى هذا الاتصال قطبي تساهمي .

إذا كانت الكهربية للذرات المتفاعلة تختلف اختلافًا كبيرًا (الفرق في الكهربية أكبر من 2: ΔEO> 2) ، ثم ينتقل أحد الإلكترونات بالكامل تقريبًا إلى ذرة أخرى ، مع التكوين الأيونات. يسمى هذا الاتصال أيوني.

الأنواع الرئيسية للروابط الكيميائية هي - تساهمية, أيونيو معدنيروابط. دعونا ننظر فيها بمزيد من التفصيل.

الرابطة الكيميائية التساهمية

الرابطة التساهمية – إنها رابطة كيميائية التي شكلتها تشكيل زوج إلكترون مشترك أ: ب . في هذه الحالة ، ذرتان تداخلالمدارات الذرية. تتكون الرابطة التساهمية من تفاعل الذرات مع اختلاف بسيط في الكهربية (كقاعدة ، بين اثنين من غير المعادن) أو ذرات عنصر واحد.

الخصائص الأساسية للروابط التساهمية

• اتجاه,
• التشبع,
• قطبية,
• الاستقطاب.

تؤثر خصائص الرابطة هذه على الخصائص الكيميائية والفيزيائية للمواد.

اتجاه الاتصال يميز التركيب الكيميائي وشكل المواد. تسمى الزوايا بين رابطتين زوايا الرابطة. على سبيل المثال ، في جزيء الماء ، تكون زاوية رابطة H-O-H هي 104.45 o ، لذلك يكون جزيء الماء قطبيًا ، وفي جزيء الميثان ، تكون زاوية رابطة H-C-H هي 108 o 28 ′.

التشبع هي قدرة الذرات على تكوين عدد محدود من الروابط الكيميائية التساهمية. يسمى عدد الروابط التي يمكن أن تشكلها الذرة.

قطبيةتنشأ الروابط بسبب التوزيع غير المتكافئ لكثافة الإلكترون بين ذرتين لهما كهرسلبية مختلفة. تنقسم الروابط التساهمية إلى قطبية وغير قطبية.

الاستقطاب الاتصالات قدرة إلكترونات الرابطة على أن يتم إزاحتها بواسطة مجال كهربائي خارجي(على وجه الخصوص ، المجال الكهربائي لجسيم آخر). يعتمد الاستقطاب على تنقل الإلكترون. وكلما كان الإلكترون بعيدًا عن النواة ، زادت حركته ، وبالتالي يصبح الجزيء أكثر قابلية للاستقطاب.

الرابطة الكيميائية التساهمية غير القطبية

هناك نوعان من الترابط التساهمي - القطبيةو الغير قطبي .

مثال . ضع في اعتبارك بنية جزيء الهيدروجين H 2. تحمل كل ذرة هيدروجين إلكترونًا واحدًا غير زوجي في مستوى طاقتها الخارجية. لعرض الذرة ، نستخدم بنية لويس - هذا رسم تخطيطي لبنية مستوى الطاقة الخارجية للذرة ، عندما يتم الإشارة إلى الإلكترونات بالنقاط. تعتبر نماذج هيكل نقاط لويس مساعدة جيدة عند العمل مع عناصر الفترة الثانية.

ح. +. ح = ح: ح

وبالتالي ، فإن جزيء الهيدروجين له زوج إلكترون واحد مشترك ورابطة كيميائية واحدة H - H. لا يتم إزاحة زوج الإلكترون هذا إلى أي من ذرات الهيدروجين ، لأن الكهربية من ذرات الهيدروجين هي نفسها. يسمى هذا الاتصال تساهمية غير قطبية .

الرابطة التساهمية غير القطبية (المتماثلة) - هذه رابطة تساهمية تتكون من ذرات لها نفس القدرة الكهربية (كقاعدة عامة ، نفس اللافلزات) ، وبالتالي ، مع توزيع منتظم لكثافة الإلكترون بين نوى الذرات.

العزم ثنائي القطب للروابط غير القطبية هو 0.

أمثلة: H 2 (H-H) ، O 2 (O = O) ، S 8.

الرابطة الكيميائية القطبية التساهمية

الرابطة القطبية التساهمية هي رابطة تساهمية تحدث بين ذرات ذات كهرسلبية مختلفة (مستخدم، غير المعادن المختلفة) وتتميز الإزاحةزوج إلكترون شائع إلى ذرة كهربية أكثر (استقطاب).

يتم إزاحة كثافة الإلكترون إلى ذرة أكثر كهرسلبية - وبالتالي ، تنشأ شحنة سالبة جزئية (δ-) عليها ، وتنشأ شحنة موجبة جزئية على ذرة أقل كهربيًا (δ + ، دلتا +).

كلما زاد الاختلاف في الكهربية للذرات ، زاد ارتفاعه قطبيةوصلات وأكثر عزم ثنائي الاقطاب . بين الجزيئات المجاورة والشحنات المعاكسة في الإشارة ، تعمل قوى جذب إضافية ، مما يزيد قوةروابط.

تؤثر قطبية الرابطة على الخصائص الفيزيائية والكيميائية للمركبات. تعتمد آليات التفاعل وحتى تفاعل الروابط المجاورة على قطبية الرابطة. غالبًا ما تحدد قطبية السندات قطبية الجزيءوبالتالي يؤثر بشكل مباشر على الخواص الفيزيائية مثل نقطة الغليان ونقطة الانصهار والذوبان في المذيبات القطبية.

أمثلة: حمض الهيدروكلوريك ، ثاني أكسيد الكربون ، NH 3.

آليات تكوين الرابطة التساهمية

يمكن أن تحدث الرابطة الكيميائية التساهمية من خلال آليتين:

1. آلية التبادل يكون تكوين الرابطة الكيميائية التساهمية عندما يوفر كل جسيم إلكترونًا واحدًا غير مزدوج لتشكيل زوج إلكترون مشترك:

لكن . + . ب = أ: ب

2. يشكل تكوين الرابطة التساهمية آلية يوفر فيها أحد الجسيمات زوج إلكترون غير مشترك ، بينما يوفر الجسيم الآخر مدارًا شاغرًا لزوج الإلكترون هذا:

لكن: + ب = أ: ب

في هذه الحالة ، توفر إحدى الذرات زوج إلكترون غير مشترك ( جهات مانحة) ، والذرة الأخرى توفر مدارًا شاغرًا لهذا الزوج ( متقبل). نتيجة لتكوين الرابطة ، تنخفض طاقة الإلكترون ، أي هذا مفيد للذرات.

رابطة تساهمية تشكلت بواسطة آلية متلقي المانح ، لا يختلفمن خلال خصائص الروابط التساهمية الأخرى التي شكلتها آلية التبادل. يعتبر تكوين الرابطة التساهمية بواسطة آلية متلقي المانح أمرًا نموذجيًا للذرات إما مع عدد كبير من الإلكترونات في مستوى الطاقة الخارجية (مانحون الإلكترون) ، أو العكس ، مع عدد صغير جدًا من الإلكترونات (متقبلات الإلكترون). يتم النظر في احتمالات التكافؤ للذرات بمزيد من التفصيل في المقابلة.

يتم تكوين الرابطة التساهمية بواسطة آلية متلقي المانح:

- في جزيء أول أكسيد الكربون CO(الرابطة في الجزيء ثلاثية ، يتم تشكيل رابطتين بواسطة آلية التبادل ، واحدة من خلال آلية المتلقي المتلقي): C≡O ؛

- في أيون الأمونيوم NH 4 + بالأيونات الأمينات العضوية، على سبيل المثال ، في أيون ميثيل الأمونيوم CH 3 -NH 2 + ؛

- في مركبات معقدة، رابطة كيميائية بين الذرة المركزية ومجموعات الروابط ، على سبيل المثال ، في رباعي هيدروكسي ألومينات الصوديوم Na الرابطة بين أيونات الألومنيوم وهيدروكسيد ؛

- في حامض النيتريك وأملاحه- النترات: HNO 3 ، NaNO 3 ، في بعض مركبات النيتروجين الأخرى ؛

- في جزيء الأوزونس 3.

الخصائص الرئيسية للرابطة التساهمية

الرابطة التساهمية ، كقاعدة عامة ، تتكون بين ذرات اللافلزات. الخصائص الرئيسية للرابطة التساهمية هي الطول والطاقة والتعدد والاتجاه.

تعدد الروابط الكيميائية

تعدد الروابط الكيميائية - هذه عدد أزواج الإلكترونات المشتركة بين ذرتين في مركب. يمكن بسهولة تحديد تعدد الرابطة من قيمة الذرات التي تشكل الجزيء.

علي سبيل المثال ، في جزيء الهيدروجين H 2 تعدد السندات هو 1 ، لأن يحتوي كل هيدروجين على إلكترون واحد غير زوجي في مستوى الطاقة الخارجي ، لذلك يتم تكوين زوج إلكترون مشترك واحد.

في جزيء الأكسجين O 2 ، يكون تعدد السندات 2 ، لأن تحتوي كل ذرة على إلكترونين غير متزاوجين في مستوى طاقتها الخارجية: O = O.

في جزيء النيتروجين N 2 ، يكون تعدد السندات 3 ، لأن يوجد بين كل ذرة 3 إلكترونات غير زوجية على مستوى الطاقة الخارجية ، وتشكل الذرات 3 أزواج إلكترونية مشتركة N≡N.

طول الرابطة التساهمية

طول الرابطة الكيميائية هي المسافة بين مراكز نوى الذرات التي تشكل رابطة. يتم تحديده من خلال الأساليب الفيزيائية التجريبية. يمكن تقدير طول الرابطة تقريبًا ، وفقًا لقاعدة الجمع ، والتي بموجبها يكون طول الرابطة في جزيء AB يساوي تقريبًا نصف مجموع أطوال الرابطة في جزيئات A 2 و B 2:

يمكن تقدير طول الرابطة الكيميائية تقريبًا على طول نصف قطر الذراتأو تكوين رابطة أو من خلال تعدد الاتصالاتإذا لم يكن أنصاف أقطار الذرات مختلفة تمامًا.

مع زيادة نصف قطر الذرات التي تشكل رابطة ، سيزداد طول الرابطة.

علي سبيل المثال

مع زيادة تعدد الروابط بين الذرات (التي لا يختلف نصف قطرها الذري ، أو تختلف قليلاً) ، سينخفض ​​طول الرابطة.

علي سبيل المثال . في السلسلة: C – C ، C = C ، C≡C ، يتناقص طول الرابطة.

طاقة الرابطة

مقياس قوة الرابطة الكيميائية هو طاقة الرابطة. طاقة الرابطة يتم تحديدها من خلال الطاقة اللازمة لكسر الرابطة وإزالة الذرات التي تشكل هذه الرابطة إلى مسافة لانهائية من بعضها البعض.

الرابطة التساهمية هي دائم جدا.وتتراوح طاقته من عدة عشرات إلى عدة مئات كيلوجول / مول. كلما زادت طاقة الرابطة ، زادت قوة الرابطة ، والعكس صحيح.

تعتمد قوة الرابطة الكيميائية على طول الرابطة وقطبية الرابطة وتعدد الرابطة. كلما طالت الرابطة الكيميائية ، كان من الأسهل كسرها ، وكلما انخفضت طاقة الرابطة ، انخفضت قوتها. كلما كانت الرابطة الكيميائية أقصر ، كانت أقوى ، وزادت طاقة الرابطة.

علي سبيل المثال، في سلسلة مركبات HF ، HCl ، HBr من اليسار إلى اليمين قوة الرابطة الكيميائية النقصان، لان يزداد طول السند.

الرابطة الكيميائية الأيونية

الرابطة الأيونية هي رابطة كيميائية تعتمد على جاذبية الأيونات الكهروستاتيكية.

الأيوناتتتشكل في عملية قبول أو التخلي عن الإلكترونات بواسطة الذرات. على سبيل المثال ، تمتلك ذرات جميع المعادن إلكترونات مستوى الطاقة الخارجي بشكل ضعيف. لذلك ، تتميز ذرات المعدن خصائص التصالحيةالقدرة على التبرع بالإلكترونات.

مثال. تحتوي ذرة الصوديوم على إلكترون واحد عند مستوى الطاقة الثالث. وبسهولة التخلص منه ، تشكل ذرة الصوديوم أيون الصوديوم أكثر استقرارًا ، مع التكوين الإلكتروني لغاز النيون النبيل ني. يحتوي أيون الصوديوم على 11 بروتون و 10 إلكترونات فقط ، وبالتالي فإن إجمالي شحنة الأيون هو -10 + 11 = +1:

+11نا) 2) 8) 1 - 1 هـ = +11 نا +) 2 ) 8

مثال. تحتوي ذرة الكلور على 7 إلكترونات في مستوى طاقتها الخارجية. للحصول على تكوين ذرة الأرجون الخاملة المستقرة Ar ، يحتاج الكلور إلى إضافة إلكترون واحد. بعد ربط الإلكترون ، يتكون أيون كلور مستقر يتكون من إلكترونات. إجمالي شحنة الأيون هو -1:

+17Cl) 2) 8) 7 + 1 هـ = +17 Cl — ) 2 ) 8 ) 8

ملحوظة:

• تختلف خصائص الأيونات عن خصائص الذرات!
• يمكن أن تتكون الأيونات المستقرة ليس فقط ذرات، لكن أيضا مجموعات الذرات. على سبيل المثال: أيون الأمونيوم NH 4 + ، أيون الكبريتات SO 4 2- ، إلخ. تعتبر الروابط الكيميائية المكونة من هذه الأيونات أيضًا أيونية ؛
• عادة ما تتشكل الروابط الأيونية بين المعادنو اللافلزات(مجموعات من اللافلزات) ؛

تنجذب الأيونات الناتجة بسبب التجاذب الكهربائي: Na + Cl -، Na 2 + SO 4 2-.

دعونا نعمم بصريا الفرق بين أنواع الرابطة التساهمية والأيونية:

اتصال معدني هي العلاقة التي تتشكل نسبيًا الإلكترونات الحرةبين ايونات المعادنتشكيل شعرية بلورية.

عادة ما تحتوي ذرات المعادن على مستوى الطاقة الخارجية واحد إلى ثلاثة إلكترونات. إن أنصاف أقطار ذرات المعدن ، كقاعدة عامة ، كبيرة - لذلك ، فإن ذرات المعدن ، على عكس غير المعادن ، تتبرع بسهولة بالإلكترونات الخارجية ، أي عوامل اختزال قوية.

من خلال التبرع بالإلكترونات ، تصبح ذرات المعدن أيونات موجبة الشحنة . الإلكترونات المنفصلة خالية نسبيًا يتحركبين أيونات المعادن موجبة الشحنة. بين هذه الجسيمات هناك اتصال، لان تحمل الإلكترونات المشتركة الكاتيونات المعدنية في طبقات معًا ، وبالتالي خلق ملف قوي بما فيه الكفاية شعرية الكريستال المعدنية . في هذه الحالة ، تتحرك الإلكترونات بشكل عشوائي بشكل مستمر ، أي تظهر ذرات محايدة جديدة وكاتيونات جديدة باستمرار.

التفاعلات بين الجزيئات

بشكل منفصل ، يجدر النظر في التفاعلات التي تحدث بين الجزيئات الفردية في مادة ما - التفاعلات بين الجزيئات . التفاعلات بين الجزيئات هي نوع من التفاعل بين الذرات المحايدة حيث لا تظهر الروابط التساهمية الجديدة. اكتشف فان دير فالس قوى التفاعل بين الجزيئات في عام 1869 وسميت باسمه. قوات فان دار وال. تنقسم قوات فان دير فال إلى اتجاه, استقراء و تشتت . طاقة التفاعلات بين الجزيئات أقل بكثير من طاقة الرابطة الكيميائية.

قوى التوجيه الجاذبية تنشأ بين الجزيئات القطبية (تفاعل ثنائي القطب - ثنائي القطب). تنشأ هذه القوى بين الجزيئات القطبية. التفاعلات الاستقرائية هو التفاعل بين جزيء قطبي وجزيء غير قطبي. يكون الجزيء غير القطبي مستقطبًا بسبب تأثير الجزيء القطبي ، مما يؤدي إلى جذب إلكتروستاتيكي إضافي.

نوع خاص من التفاعل بين الجزيئات هو روابط الهيدروجين. - هذه روابط كيميائية بين الجزيئات (أو داخل الجزيئية) تنشأ بين الجزيئات التي توجد فيها روابط تساهمية قطبية قوية - H-F أو H-O أو H-N. إذا كانت هناك مثل هذه الروابط في الجزيء ، فسيكون هناك بين الجزيئات قوى جذب إضافية .

آلية التعليم الرابطة الهيدروجينية هي جزئيًا كهروستاتيكي ومتقبل مانح جزئيًا. في هذه الحالة ، تعمل ذرة عنصر كهرسلبي قوي (F ، O ، N) كمانح لزوج الإلكترون ، وتعمل ذرات الهيدروجين المتصلة بهذه الذرات كمستقبل. تتميز الروابط الهيدروجينية اتجاه في الفضاء و التشبع .

يمكن الإشارة إلى الرابطة الهيدروجينية بالنقاط: H. ··· O. كلما زادت القدرة الكهربية للذرة المتصلة بالهيدروجين ، وصغر حجمها ، زادت قوة الرابطة الهيدروجينية. إنها في المقام الأول خاصية مميزة للمركبات الفلور مع الهيدروجين ، وكذلك بالنسبة الأكسجين مع الهيدروجين ، أقل النيتروجين مع الهيدروجين .

تحدث الروابط الهيدروجينية بين المواد التالية:

— فلوريد الهيدروجين HF(غاز ، محلول فلوريد الهيدروجين في الماء - حمض الهيدروفلوريك) ، ماء H 2 O (بخار ، ثلج ، ماء سائل):

— محلول الأمونيا والأمينات العضوية- بين الأمونيا وجزيئات الماء ؛

— المركبات العضوية التي يرتبط فيها O-H أو N-H: الكحولات ، الأحماض الكربوكسيلية ، الأمينات ، الأحماض الأمينية ، الفينولات ، الأنيلين ومشتقاته ، البروتينات ، محاليل الكربوهيدرات - السكريات الأحادية والثنائية.

تؤثر رابطة الهيدروجين على الخصائص الفيزيائية والكيميائية للمواد. وبالتالي ، فإن التجاذب الإضافي بين الجزيئات يجعل من الصعب على المواد أن تغلي. المواد التي تحتوي على روابط هيدروجينية تظهر زيادة غير طبيعية في درجة الغليان.

علي سبيل المثال كقاعدة عامة ، مع زيادة الوزن الجزيئي ، لوحظ زيادة في درجة غليان المواد. ومع ذلك ، في عدد من المواد H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Teلا نلاحظ تغيرًا خطيًا في نقاط الغليان.

وهي في ارتفاع درجة غليان الماء بشكل غير طبيعي - ما لا يقل عن -61 درجة مئوية ، كما يوضح لنا الخط المستقيم ، ولكن أكثر من ذلك بكثير ، +100 درجة مئوية. يفسر هذا الشذوذ بوجود روابط هيدروجينية بين جزيئات الماء. لذلك ، في ظل الظروف العادية (0-20 درجة مئوية) ، يكون الماء سائلحسب حالة المرحلة.

الرابطة التساهمية

خصائص الرابطة الكيميائية. تهجين.

المحاضرة №3. الرابطة الكيميائية وهيكل الجزيئات. التكافؤ.

فقط عدد قليل من العناصر الكيميائية في الظروف الطبيعية تكون في حالة أحادية الذرة (على سبيل المثال ، الغازات الخاملة). تشكل الذرات الحرة للعناصر الأخرى أنظمة أكثر تعقيدًا - جزيئات ذات تكوينات إلكترونية أكثر استقرارًا. تسمى هذه الظاهرة بتكوين رابطة كيميائية.

رابطة كيميائية - هذا هو تفاعل ذرتين أو أكثر ، ونتيجة لذلك يتم تكوين نظام ثنائي أو متعدد الذرات مستقر كيميائيًا. يكون تكوين رابطة كيميائية مصحوبًا بانخفاض في الطاقة الإجمالية للنظام.

تستند نظرية الترابط الكيميائي على أفكار حول التفاعلات الإلكترونية. أكثر مجموعات الإلكترونات استقرارًا (قوية) هي طبقات الإلكترون الخارجية المكتملة لذرات الغازات الخاملة (إلكترونان للهيليوم وثمانية إلكترون للغازات النبيلة الأخرى). طبقات الإلكترون الخارجية غير المكتملة لجميع العناصر الأخرى غير مستقرة ، وعندما يتم دمج هذه الذرات مع ذرات أخرى ، يتم إعادة ترتيب غلافها الإلكتروني. تتكون الرابطة الكيميائية من إلكترونات التكافؤ ، ولكن يتم تنفيذها بطرق مختلفة.

التكافؤ تسمى الإلكترونات التي تشارك في تكوين الروابط الكيميائية ، وهي بشكل أساسي إلكترونات من مستوى الطاقة الأخير أو قبل الأخير.

هناك عدة أنواع من الروابط الكيميائية: الأيونية والمعدنية والتساهمية والهيدروجين.

أبسط مثال على الرابطة التساهمية هو تكوين جزيء الهيدروجين. تحتوي ذرات الهيدروجين على غلاف إلكترون من إلكترون s غير مزدوج ، أي إلكترون واحد مفقود لإكمال المستوى. عندما تقترب ذرات الهيدروجين من بعضها البعض لمسافة معينة ، تتفاعل الإلكترونات ذات السبينات المضادة للتوازي مع التكوين جنرال لواءزوج الإلكترون. يتكون زوج الإلكترون المشترك نتيجة التداخل الجزئي للمدارات s ، وفي هذه الحالة ، يتم إنشاء أكبر كثافة في منطقة المدارات المتداخلة.

يسمى ارتباط الذرات باستخدام أزواج الإلكترونات المشتركة تساهمية.

يمكن كتابة الجزيء الذي يحتوي على رابطة تساهمية في شكل صيغتين: إلكتروني (يشار إلى الإلكترون بنقطة) وبنيوي (يشار إلى زوج الإلكترون المشترك بواسطة شريط).

1. طول الارتباط هي المسافة بين نوى الذرات. معبرا عنها في نانومتر. الرابطة الكيميائية أقوى كلما كان طولها أقصر. ومع ذلك ، فإن مقياس قوة الرابطة هو طاقتها.

2. طاقة الرابطة - هذا هو مقدار الطاقة التي يتم إطلاقها أثناء تكوين رابطة كيميائية ، وبالتالي ، هذا هو العمل الذي يجب إنفاقه على كسر الرابطة. معبرا عنها في كيلوجول / مول. تزداد طاقة الرابطة مع تناقص طول الرابطة.

3. تحت تخمة فهم قدرة الذرات على تكوين عدد محدود من الروابط التساهمية. على سبيل المثال ، يمكن لذرة الهيدروجين ، التي تحتوي على إلكترون واحد غير مزدوج ، أن تشكل رابطة واحدة ، ولا يمكن لذرة الكربون المثارة أن تشكل أكثر من أربعة روابط. بسبب تشبع الروابط ، يكون للجزيئات تركيبة معينة. ومع ذلك ، حتى مع الروابط التساهمية المشبعة ، يمكن تكوين جزيئات أكثر تعقيدًا وفقًا لآلية متلقي المانح.

4. تعدد يحدده عدد أزواج الإلكترون الشائعة بين الذرات ، أي عدد الروابط الكيميائية. في جزيء الهيدروجين المدروس ، وكذلك في جزيئات الفلور والكلور ، تتم الرابطة بين الذرات بسبب زوج إلكترون واحد ، وتسمى هذه الرابطة غير متزوج. في جزيء الأكسجين مزدوج، وفي جزيء النيتروجين - ثلاثي.

علاوة على ذلك ، يمكن أن تكون الرابطة التساهمية من نوعين:

1) إذا تداخلت سحب الإلكترون في اتجاه خط مستقيم يربط نوى الذرات (أي على طول محاور الاتصال ) ، تسمى هذه الرابطة التساهمية سيجما بوند . تتشكل روابط سيجما التساهمية عن طريق مدارات متداخلة: s-s (جزيء الهيدروجين) و s-p (كلوريد الهيدروجين) و p-p (جزيء الكلور).

2) إذا تداخلت المدارات p الموجهة عموديًا على محور الرابطة ، يتم تشكيل منطقتين من التداخل على جانبي محور الرابطة ويسمى هذا الرابط السندات بي .

على الرغم من حقيقة أن طاقة رابطة pi أقل من سيجما ، فإن الطاقة الإجمالية للرابطة المزدوجة ، وحتى الرابطة الثلاثية ، أعلى من طاقة واحدة.

5. قطبية يتم تحديد الروابط من خلال موقع زوج إلكترون مشترك ، إذا تم توزيعه في الفضاء بشكل متماثل فيما يتعلق بنوى كلتا الذرتين ، فإن هذه الرابطة التساهمية تسمى الغير قطبي . مثال على ذلك جزيئات ثنائية الذرة تتكون من ذرات من نفس العنصر ، أي مواد بسيطة.

في القضية الرابطة التساهمية القطبية ، يتكون الجزيء من ذرات من عناصر مختلفة ويتم تحويل سحابة الإلكترون الخاصة بالرابطة ، في هذه الحالة ، إلى الذرة ذات القدرة الكهربية النسبية الأعلى. على سبيل المثال ، أثناء تكوين جزيء حمض الهيدروكلوريك ، يتم تحويل زوج الإلكترون الشائع إلى ذرة الكلور ، نظرًا لأنه يحتوي على EO أكبر.

EO- هذه هي قدرة ذرات العناصر على جذب أزواج الإلكترونات المشتركة إليها. ذرة أكثر من عنصر EO تأخذ شحنة سالبة فعالة d- ، والذرة الثانية تأخذ شحنة موجبة فعالة d +. نتيجة لذلك ، هناك ثنائي القطب. مقياس قطبية السندات هو عزم كهربائي ثنائي القطب .

6. التوجهتحدد الرابطة التساهمية التركيب المكاني للجزيئات ، أي شكلها الهندسي. يتم تحديد الاتجاه كميا زاوية التكافؤ هي الزاوية بين الروابط الكيميائية. الروابط التساهمية المكونة من ذرات متعددة التكافؤ لها دائمًا اتجاه مكاني.

في معظم الحالات ، عند تكوين الرابطة ، تتم مشاركة إلكترونات الذرات المترابطة. يسمى هذا النوع من الرابطة الكيميائية الرابطة التساهمية (البادئة "co-" في اللاتينية تعني التوافق ، "التكافؤ" - وجود القوة). تقع إلكترونات الربط في الغالب في الفراغ بين الذرات المترابطة. بسبب جاذبية نوى الذرات لهذه الإلكترونات ، يتم تكوين رابطة كيميائية. وبالتالي ، فإن الرابطة التساهمية هي رابطة كيميائية تحدث بسبب زيادة كثافة الإلكترون في المنطقة بين الذرات المترابطة كيميائيًا.

تنتمي النظرية الأولى للرابطة التساهمية إلى الكيميائي الفيزيائي الأمريكي G.-N. لويس. في عام 1916 ، اقترح أن يتم تنفيذ الروابط بين ذرتين بواسطة زوج من الإلكترونات ، مع تكوين غلاف من ثمانية إلكترونات عادة حول كل ذرة (قاعدة الثمانيات).

تشبع الرابطة التساهمية هي إحدى الخصائص الأساسية للرابطة التساهمية. مع وجود عدد محدود من الإلكترونات الخارجية في المناطق الواقعة بين النوى ، يتشكل عدد محدود من أزواج الإلكترونات بالقرب من كل ذرة (وبالتالي عدد الروابط الكيميائية). هذا الرقم يرتبط ارتباطًا وثيقًا بمفهوم تكافؤ الذرة في الجزيء (التكافؤ هو العدد الإجمالي للروابط التساهمية التي تشكلها الذرة). خاصية أخرى مهمة للرابطة التساهمية هي اتجاهها في الفضاء. يتجلى ذلك تقريبًا في نفس التركيب الهندسي للجسيمات الكيميائية ذات التركيب المماثل. من سمات الرابطة التساهمية قابليتها للاستقطاب.

لوصف الرابطة التساهمية ، يتم استخدام طريقتين بشكل أساسي ، بناءً على تقديرات تقريبية مختلفة في حل معادلة شرودنغر: طريقة المدارات الجزيئية وطريقة روابط التكافؤ. في الوقت الحاضر ، يتم استخدام طريقة المدارات الجزيئية بشكل حصري تقريبًا في الكيمياء النظرية. ومع ذلك ، فإن طريقة روابط التكافؤ ، على الرغم من التعقيد الكبير للحسابات ، تعطي تمثيلًا مرئيًا أكثر لتكوين وهيكل الجسيمات الكيميائية.

معلمات الرابطة التساهمية

تختلف مجموعة الذرات التي تشكل جسيمًا كيميائيًا اختلافًا كبيرًا عن مجموعة الذرات الحرة. يؤدي تكوين رابطة كيميائية ، على وجه الخصوص ، إلى تغيير في نصف قطر الذرة وطاقتها. هناك أيضًا إعادة توزيع لكثافة الإلكترون: تزداد احتمالية إيجاد إلكترونات في الفراغ بين الذرات المقيدة.

طول الرابطة الكيميائية

عندما تتشكل رابطة كيميائية ، تقترب الذرات دائمًا من بعضها البعض - المسافة بينهما أقل من مجموع نصف قطر الذرات المعزولة:

ص(أ ، ب) ص (أ) + ص(ب)

يبلغ نصف قطر ذرة الهيدروجين 53 م ، ونصف قطر ذرة الفلور 71 م ، والمسافة بين نوى الذرات في جزيء HF هي 92 م:

تسمى المسافة بين النوى بين الذرات المترابطة كيميائيًا بطول الرابطة الكيميائية.

في كثير من الحالات ، يمكن التنبؤ بطول الرابطة بين الذرات في جزيء مادة ما من خلال معرفة المسافات بين هذه الذرات في مواد كيميائية أخرى. يبلغ طول الرابطة بين ذرات الكربون في الماس 154 م ، بين ذرات الهالوجين في جزيء الكلور - 199 م. نصف مجموع المسافات بين ذرات الكربون والكلور المحسوبة من هذه البيانات هو 177 م ، والذي يتزامن مع طول الرابطة المقاسة تجريبياً في جزيء CCl 4. في الوقت نفسه ، ليس هذا هو الحال دائمًا. على سبيل المثال ، المسافة بين ذرات الهيدروجين والبروم في الجزيئات ثنائية الذرة هي 74 و 228 ميكرومتر ، على التوالي. المتوسط ​​الحسابي لهذه الأرقام هو 151 م ، لكن المسافة الفعلية بين الذرات في جزيء بروميد الهيدروجين هي 141 م ، أي أقل بشكل ملحوظ.

تتناقص المسافة بين الذرات بشكل ملحوظ مع تكوين روابط متعددة. كلما زاد تعدد السندات ، كانت المسافة بين الذرات أقصر.

أطوال بعض الروابط البسيطة والمتعددة

زوايا التكافؤ

يتميز اتجاه الروابط التساهمية بزوايا التكافؤ - الزوايا بين الخطوط التي تربط الذرات المترابطة. لا تحمل الصيغة الرسومية للجسيم الكيميائي معلومات عن زوايا الرابطة. على سبيل المثال ، في أيون الكبريتات SO 4 2− ، تكون زوايا الرابطة بين روابط الكبريت والأكسجين 109.5 o ، وفي أيون رباعي الكلوروبالادات 2− 90 o. إن الجمع بين أطوال الروابط وزوايا الرابطة في جسيم كيميائي يحدد هيكله المكاني. لتحديد زوايا الرابطة ، يتم استخدام الطرق التجريبية لدراسة بنية المركبات الكيميائية. يمكن تقدير زوايا التكافؤ نظريًا بناءً على التركيب الإلكتروني للجسيم الكيميائي.

طاقة الرابطة التساهمية

يتكون المركب الكيميائي من ذرات فردية فقط إذا كان مواتيا بقوة. إذا سادت قوى الجذب على قوى التنافر ، فإن الطاقة الكامنة للذرات المتفاعلة تتناقص ، وإلا فإنها تزيد. على مسافة ما (يساوي طول الرابطة ص 0) هذه الطاقة ضئيلة.

وهكذا ، عندما تتشكل رابطة كيميائية ، يتم إطلاق الطاقة ، وعندما تنكسر ، يتم امتصاص الطاقة. طاقة ه 0 ، ضروري لفصل الذرات وإزالتها عن بعضها البعض على مسافة لا تتفاعل عندها ، يسمى طاقة الربط. بالنسبة للجزيئات ثنائية الذرة ، تُعرَّف طاقة الارتباط بأنها طاقة تفكك الجزيء إلى ذرات. يمكن قياسه تجريبيا.

في جزيء الهيدروجين ، تكون طاقة الارتباط مساوية عدديًا للطاقة التي يتم إطلاقها أثناء تكوين جزيء H 2 من ذرات H:

H + H \ u003d H 2 + 432 كيلو جول

يجب إنفاق نفس الطاقة لكسر رابطة HH:

H 2 \ u003d H + H - 432 كيلو جول

بالنسبة للجزيئات متعددة الذرات ، تكون هذه القيمة مشروطة وتتوافق مع طاقة مثل هذه العملية التي تختفي فيها رابطة كيميائية معينة ، بينما تظل جميع العناصر الأخرى دون تغيير. إذا كان هناك العديد من الروابط المتطابقة (على سبيل المثال ، بالنسبة لجزيء الماء الذي يحتوي على رابطتين من الأوكسجين والهيدروجين) ، فيمكن حساب طاقتها باستخدام قانون هيس. تُعرف قيم طاقة تحلل الماء إلى مواد بسيطة وكذلك طاقات تفكك الهيدروجين والأكسجين إلى ذرات:

2H 2 O \ u003d 2H 2 + O 2 ؛ 484 كيلو جول / مول

H 2 \ u003d 2H ؛ 432 كيلو جول / مول

O 2 \ u003d 2O ؛ 494 كيلو جول / مول

بالنظر إلى أن جزيئي الماء يحتويان على 4 روابط ، فإن طاقة رابطة الأكسجين والهيدروجين هي:

ه(О − Н) \ u003d (2. 432 + 494 + 484) / 4 = 460.5 كيلوجول / مول

في جزيئات التكوين AB نالانفصال المتتالي للذرات B يكون مصحوبًا بنفقات طاقة معينة (ليست متطابقة دائمًا). على سبيل المثال ، تختلف قيم الطاقة (kJ / mol) للتخلص المتتالي من ذرات الهيدروجين من جزيء الميثان اختلافًا كبيرًا:

	427		368		519		335
CH 4	→	CH 3	→	CH 2	→	CH	→	مع

في هذه الحالة ، تُعرَّف طاقة الرابطة A – B بأنها القيمة المتوسطة للطاقة المنفقة في جميع المراحل:

CH 4 \ u003d C + 4H ؛ 1649 كيلو جول / مول

ه(С − Н) = 1649/4 = 412 كيلوجول / مول

كلما زادت طاقة الرابطة الكيميائية ، زادت قوة الرابطة.. تعتبر الرابطة قوية أو قوية إذا تجاوزت طاقتها 500 كيلو جول / مول (على سبيل المثال ، 942 كيلو جول / مول لـ N 2) ، ضعيفة - إذا كانت طاقتها أقل من 100 كيلو جول / مول (على سبيل المثال ، 69 كيلو جول / مول لـ NO 2). إذا تم إطلاق طاقة أقل من 15 كيلو جول / مول أثناء تفاعل الذرات ، فيُعتبر أنه لم يتم تكوين رابطة كيميائية ، ولكن لوحظ تفاعل بين الجزيئات (على سبيل المثال ، 2 كيلو جول / مول لـ Xe 2). عادة ما تنخفض قوة الرابطة مع زيادة طول الرابطة.

تكون الرابطة الواحدة دائمًا أضعف من الروابط المتعددة - المزدوجة والثلاثية - بين نفس الذرات.

طاقات بعض الروابط البسيطة والمتعددة

قطبية الرابطة التساهمية

تعتمد قطبية الرابطة الكيميائية على الاختلاف في الكهربية لذرات الترابط.

كهرسلبيةهي قيمة شرطية تميز قدرة الذرة في الجزيء على جذب الإلكترونات. إذا انجذبت إلكترونات الرابطة إلى ذرة B بقوة أكبر من انجذابها إلى ذرة A في الجزيء ثنائي الذرة ، فإن الذرة B تعتبر أكثر كهرسلبية.

تم استخدام مقياس الكهربية بواسطة L. بولينجللخصائص الكمية لقدرة الذرات على استقطاب الروابط التساهمية. للحصول على وصف كمي للسلبية الكهربية ، بالإضافة إلى البيانات الكيميائية الحرارية ، تُستخدم أيضًا بيانات هندسة الجزيئات (طريقة ساندرسون) أو الخصائص الطيفية (طريقة جوردي). يستخدم مقياس Allred و Rochov أيضًا على نطاق واسع ، حيث يتم استخدام الشحنة النووية الفعالة ونصف القطر التساهمي الذري في الحساب. الطريقة التي اقترحها الكيميائي الفيزيائي الأمريكي R. Mulliken (1896-1986) لها أوضح معنى فيزيائي. عرّف السلبية الكهربية للذرة على أنها نصف مجموع تقاربها الإلكتروني وإمكانية التأين. تسمى قيم الكهربية المستندة إلى طريقة Mulliken والممتدة إلى مجموعة واسعة من الكائنات المختلفة بالمطلق.

يحتوي الفلور على أعلى قيمة كهرسلبية. أقل عنصر كهرسلبي هو السيزيوم. كلما زاد الفرق بين كهرسلبية ذرتين ، كلما كانت الرابطة الكيميائية بينهما أكثر قطبية.

اعتمادًا على كيفية حدوث إعادة توزيع كثافة الإلكترون أثناء تكوين رابطة كيميائية ، يتم تمييز عدة أنواع منها. الحالة المحدودة لاستقطاب الرابطة الكيميائية هي الانتقال الكامل للإلكترون من ذرة إلى أخرى. في هذه الحالة ، يتم تكوين أيونين ، يحدث بينهما رابطة أيونية. من أجل تكوين ذرتين رابطة أيونية ، يجب أن تكون سلبيتهما الكهربية مختلفة تمامًا. إذا كانت الكهربية للذرات متساوية (عندما تتشكل الجزيئات من ذرات متطابقة) ، تسمى الرابطة التساهمية غير القطبية. غالبا ما توجد التساهمية القطبيةالرابطة - تتشكل بين أي ذرات لها قيم مختلفة للسلبية الكهربية.

التحديد قطبيةيمكن أن تكون الروابط ("الأيونية") بمثابة شحنات فعالة للذرات. تميز الشحنة الفعالة للذرة الفرق بين عدد الإلكترونات التي تنتمي إلى ذرة معينة في مركب كيميائي وعدد الإلكترونات في ذرة حرة. تجذب ذرة عنصر أكثر كهرسلبية الإلكترونات بقوة أكبر. لذلك تكون الإلكترونات أقرب إليه ، ويتلقى بعض الشحنة السالبة ، والتي تسمى فعالة ، ويكون لشريكه نفس الشحنة الموجبة. إذا كانت الإلكترونات التي تشكل رابطة بين الذرات تنتمي إليها بشكل متساوٍ ، فإن الشحنات المؤثرة تساوي صفرًا. في المركبات الأيونية ، يجب أن تتطابق الشحنات الفعالة مع شحنات الأيونات. ولكل الجسيمات الأخرى قيم وسيطة.

أفضل طريقة لتقدير شحنات الذرات في الجزيء هي حل معادلة الموجة. ومع ذلك ، هذا ممكن فقط في وجود عدد قليل من الذرات. من الناحية النوعية ، يمكن تقدير توزيع الشحنة باستخدام مقياس الكهربية. كما يتم استخدام طرق تجريبية مختلفة. بالنسبة للجزيئات ثنائية الذرة ، يمكن تمييز قطبية الرابطة ويمكن تحديد الشحنات الفعالة للذرات بناءً على قياس العزم ثنائي القطب:

μ = ف ص,

أين فهي شحنة القطب ثنائي القطب ، والتي تساوي الشحنة الفعالة لجزيء ثنائي الذرة ، ص- المسافة بين النوى.

لحظة السندات ثنائية القطب هي كمية متجهة. يتم توجيهه من الجزء الموجب الشحنة من الجزيء إلى الجزء السالب. بناءً على قياس العزم ثنائي القطب ، وجد أنه في جزيء HCl ، تحتوي ذرة الهيدروجين على شحنة موجبة +0.2 جزء من شحنة الإلكترون ، وذرة الكلور لها شحنة سالبة −0.2. ومن ثم ، فإن رابطة H-Cl تكون أيونية بنسبة 20٪. ورابطة Na-Cl هي أيونية بنسبة 90٪.

لماذا تتحد الذرات مع بعضها البعض لتكوين جزيئات؟ ما هو سبب الوجود المحتمل للمواد ، والتي تشمل ذرات عناصر كيميائية مختلفة تمامًا؟ هذه قضايا عالمية تؤثر على المفاهيم الأساسية للعلوم الفيزيائية والكيميائية الحديثة. يمكنك الإجابة عليها ، مع فكرة عن التركيب الإلكتروني للذرات ومعرفة خصائص الرابطة التساهمية ، وهي الأساس الأساسي لمعظم فئات المركبات. الغرض من مقالنا هو التعرف على آليات تكوين أنواع مختلفة من الروابط والمركبات الكيميائية التي تحتوي عليها في جزيئاتها.

الهيكل الإلكتروني للذرة

الجسيمات المحايدة كهربائيًا للمادة ، وهي عناصرها الهيكلية ، لها هيكل يعكس بنية النظام الشمسي. بينما تدور الكواكب حول النجم المركزي - الشمس ، لذلك تتحرك الإلكترونات في الذرة حول النواة الموجبة الشحنة. لتوصيف الرابطة التساهمية ، ستكون الإلكترونات الموجودة عند مستوى الطاقة الأخير والأبعد عن النواة مهمة. نظرًا لأن ارتباطهم بمركز ذراتهم ضئيل جدًا ، فيمكن جذبهم بسهولة بواسطة نوى الذرات الأخرى. هذا مهم جدًا لحدوث التفاعلات بين الذرات التي تؤدي إلى تكوين الجزيئات. لماذا الشكل الجزيئي هو النوع الرئيسي لوجود المادة على كوكبنا؟ دعونا نفهم ذلك.

الخاصية الأساسية للذرات

تعد قدرة الجسيمات المحايدة كهربائيًا على التفاعل ، مما يؤدي إلى زيادة الطاقة ، من أهم سماتها. في الواقع ، في ظل الظروف العادية ، تكون الحالة الجزيئية للمادة أكثر استقرارًا من الحالة الذرية. تشرح الأحكام الرئيسية للنظرية الذرية والجزيئية الحديثة كلا من مبادئ تكوين الجزيئات وخصائص الرابطة التساهمية. تذكر أنه يمكن أن يكون هناك من 1 إلى 8 إلكترونات لكل ذرة ، وفي الحالة الأخيرة ستكون الطبقة كاملة ، مما يعني أنها ستكون مستقرة جدًا. ذرات الغازات النبيلة لها هيكل المستوى الخارجي: الأرجون ، الكريبتون ، الزينون - عناصر خاملة تكمل كل فترة في نظام دي آي مينديليف. الاستثناء هنا هو الهيليوم ، الذي لا يحتوي على 8 إلكترونين ، بل إلكترونين فقط في المستوى الأخير. السبب بسيط: في الفترة الأولى لا يوجد سوى عنصرين تحتوي ذراتهما على طبقة إلكترونية واحدة. تحتوي جميع العناصر الكيميائية الأخرى من 1 إلى 7 إلكترونات على الطبقة الأخيرة غير المكتملة. في عملية التفاعل فيما بينها ، تميل الذرات إلى الامتلاء بالإلكترونات حتى ثماني بتات واستعادة تكوين ذرة عنصر خامل. يمكن تحقيق مثل هذه الحالة بطريقتين: عن طريق خسارة المرء لذاته أو بقبول جسيمات أجنبية سالبة الشحنة. تشرح أشكال التفاعل هذه كيفية تحديد نوع الرابطة - الأيونية أو التساهمية - التي ستنشأ بين الذرات المتفاعلة.

آليات تشكيل التكوين الإلكتروني المستقر

تخيل أن مادتين بسيطتين تدخلان في تفاعل المركب: الصوديوم المعدني والكلور الغازي. تتكون مادة من فئة الأملاح - كلوريد الصوديوم. لها نوع أيوني من الرابطة الكيميائية. لماذا وكيف حدث ذلك؟ دعونا ننتقل مرة أخرى إلى بنية ذرات المواد الأولية. يحتوي الصوديوم على إلكترون واحد فقط في الطبقة الأخيرة ، وهو مرتبط بشكل ضعيف بالنواة بسبب نصف قطر الذرة الكبير. طاقة التأين لجميع المعادن القلوية ، بما في ذلك الصوديوم ، منخفضة. لذلك ، فإن إلكترون المستوى الخارجي يترك مستوى الطاقة ، وينجذب بواسطة نواة ذرة الكلور ويبقى في فضاءه. هذا يخلق سابقة لانتقال ذرة الكلور إلى شكل أيون سالب الشحنة. الآن لم نعد نتعامل مع الجسيمات المحايدة كهربائيًا ، ولكن مع كاتيونات الصوديوم المشحونة وأنيونات الكلور. وفقًا لقوانين الفيزياء ، تنشأ قوى الجذب الكهروستاتيكي بينهما ، ويشكل المركب شبكة بلورية أيونية. ستساعد آلية تكوين النوع الأيوني للرابطة الكيميائية التي نأخذها في الاعتبار على توضيح الخصائص والخصائص الرئيسية للرابطة التساهمية بشكل أكثر وضوحًا.

أزواج الإلكترون المشتركة

إذا حدثت رابطة أيونية بين ذرات العناصر التي تختلف اختلافًا كبيرًا في الكهربية ، أي المعادن وغير المعدنية ، فإن النوع التساهمي يظهر عندما تتفاعل ذرات من نفس العناصر غير المعدنية أو مختلفة. في الحالة الأولى ، من المعتاد التحدث عن غير قطبي ، وفي الحالة الأخرى - عن الشكل القطبي للرابطة التساهمية. آلية تكوينها شائعة: كل ذرة تعطي جزئيًا إلكترونات للاستخدام الشائع ، والتي يتم دمجها في أزواج. لكن الترتيب المكاني لأزواج الإلكترونات بالنسبة لنواة الذرات سيكون مختلفًا. على هذا الأساس ، يتم تمييز أنواع الروابط التساهمية - غير القطبية والقطبية. في أغلب الأحيان ، في المركبات الكيميائية التي تتكون من ذرات العناصر غير المعدنية ، توجد أزواج تتكون من إلكترونات ذات دوران متعاكس ، أي تدور حول نواتها في اتجاهين متعاكسين. نظرًا لأن حركة الجسيمات سالبة الشحنة في الفضاء تؤدي إلى تكوين غيوم إلكترونية ، والتي تنتهي في النهاية بالتداخل المتبادل بينهما. ما هي عواقب هذه العملية على الذرات وماذا تؤدي؟

الخصائص الفيزيائية للرابطة التساهمية

اتضح أن سحابة مكونة من إلكترونين تظهر بين مركزي ذرتين متفاعلين بكثافة عالية. تزداد قوى الجذب الكهروستاتيكية بين السحابة السالبة الشحنة نفسها ونواة الذرات. يتم إطلاق جزء من الطاقة وتقل المسافات بين المراكز الذرية. على سبيل المثال ، في بداية تكوين جزيء H 2 ، تكون المسافة بين نوى ذرات الهيدروجين 1.06 أ ، بعد تداخل الغيوم وتكوين زوج إلكترون مشترك ، تكون 0.74 أ. أمثلة على الرابطة التساهمية تتشكل وفقًا للآلية المذكورة أعلاه يمكن العثور عليها بين المواد غير العضوية البسيطة وبين المواد غير العضوية المعقدة. السمة المميزة الرئيسية لها هي وجود أزواج إلكترونية مشتركة. نتيجة لذلك ، بعد ظهور رابطة تساهمية بين الذرات ، على سبيل المثال ، الهيدروجين ، يكتسب كل منها التكوين الإلكتروني للهيليوم الخامل ، ويكون للجزيء الناتج بنية مستقرة.

الشكل المكاني للجزيء

خاصية أخرى مهمة جدا للرابطة التساهمية هي الاتجاهية. يعتمد ذلك على التكوين المكاني لجزيء المادة. على سبيل المثال ، عندما يتداخل إلكترونان مع سحابة كروية ، يكون مظهر الجزيء خطيًا (كلوريد الهيدروجين أو بروميد الهيدروجين). شكل جزيئات الماء ، حيث تتهجين الغيوم s و p ، هو زاوية ، والجسيمات القوية جدًا من النيتروجين الغازي تبدو كهرم.

هيكل المواد البسيطة - اللافلزات

بعد معرفة نوع السند الذي يسمى التساهمية ، وما علاماته ، فقد حان الوقت للتعامل مع أنواعه المختلفة. إذا تفاعلت ذرات من نفس المواد غير المعدنية - الكلور ، والنيتروجين ، والأكسجين ، والبروم ، وما إلى ذلك ، مع بعضها البعض ، فعندئذ يتم تشكيل المواد البسيطة المقابلة. تقع أزواجهم الإلكترونية المشتركة على نفس المسافة من مراكز الذرات ، دون تغيير. بالنسبة للمركبات ذات النوع غير القطبي من الرابطة التساهمية ، فإن الميزات التالية متأصلة: انخفاض نقاط الغليان والانصهار ، وعدم الذوبان في الماء ، وخصائص العزل الكهربائي. بعد ذلك ، سوف نكتشف المواد التي تتميز بالرابطة التساهمية ، والتي يحدث فيها تحول في أزواج الإلكترونات الشائعة.

الكهربية وتأثيرها على نوع الرابطة الكيميائية

تسمى خاصية عنصر معين لجذب الإلكترونات من ذرة عنصر آخر في الكيمياء الكهربية. يمكن العثور على مقياس قيم هذه المعلمة ، الذي اقترحه L.Puling ، في جميع الكتب المدرسية حول الكيمياء غير العضوية والعامة. أعلى قيمة لها - 4.1 فولت - تحتوي على الفلور ، والأصغر - غير فلزات نشطة أخرى ، وأدنى مؤشر نموذجي للمعادن القلوية. إذا تفاعلت العناصر المختلفة في سلبيتها الكهربية مع بعضها البعض ، فمن المؤكد أن عنصرًا واحدًا أكثر نشاطًا سوف يجذب الجسيمات المشحونة سالبًا من ذرة عنصر أكثر سلبية إلى نواتها. وبالتالي ، فإن الخصائص الفيزيائية للرابطة التساهمية تعتمد بشكل مباشر على قدرة العناصر على التبرع بالإلكترونات للاستخدام الشائع. لم تعد الأزواج المشتركة المتكونة في هذه الحالة موجودة بشكل متماثل فيما يتعلق بالنواة ، ولكنها تحولت نحو العنصر الأكثر نشاطًا.

ملامح المركبات ذات الرابطة القطبية

تشمل المواد التي تكون جزيئاتها أزواج الإلكترون المشتركة غير متماثلة فيما يتعلق بنوى الذرات ، هاليدات الهيدروجين ، والأحماض ، ومركبات كالكوجين مع الهيدروجين ، وأكاسيد الحمض. هذه هي أحماض الكبريتات والنترات وأكاسيد الكبريت والفوسفور وكبريتيد الهيدروجين وما إلى ذلك. على سبيل المثال ، يحتوي جزيء كلوريد الهيدروجين على زوج إلكترون مشترك واحد يتكون من إلكترونات غير مزدوجة من الهيدروجين والكلور. يتم إزاحته بالقرب من مركز Cl atom ، وهو عنصر كهرسلبي أكثر. تتفكك جميع المواد ذات الرابطة القطبية في المحاليل المائية إلى أيونات وتجري تيارًا كهربائيًا. تحتوي المركبات التي ذكرناها أيضًا على نقاط انصهار وغليان أعلى مقارنة بالمواد غير المعدنية البسيطة.

طرق كسر الروابط الكيميائية

في الكيمياء العضوية ، تتبع الهيدروكربونات المشبعة بالهالوجينات آلية جذرية. يتفاعل مزيج من الميثان والكلور في الضوء وعند درجة الحرارة العادية بطريقة تبدأ جزيئات الكلور في الانقسام إلى جسيمات تحمل إلكترونات غير متزاوجة. بعبارة أخرى ، لوحظ تدمير زوج إلكترون مشترك وتشكيل جذور نشطة للغاية -Cl. إنهم قادرون على التأثير على جزيئات الميثان بطريقة تؤدي إلى كسر الرابطة التساهمية بين ذرات الكربون والهيدروجين. يتكون الجسيم النشط -H ، ويأخذ التكافؤ الحر لذرة الكربون شق الكلور ، ويصبح الكلوروميثان أول ناتج للتفاعل. تسمى هذه الآلية لتقسيم الجزيئات بالتحلل المتماثل. إذا كان الزوج المشترك من الإلكترونات يمر تمامًا بامتلاك إحدى الذرات ، فإنهم يتحدثون عن آلية انحلال غير متجانس مميزة للتفاعلات التي تحدث في المحاليل المائية. في هذه الحالة ، ستزيد جزيئات الماء القطبية من معدل تدمير الروابط الكيميائية للمركب الذائب.

السندات المزدوجة والثلاثية

الغالبية العظمى من المواد العضوية وبعض المركبات غير العضوية تحتوي في جزيئاتها على عدة أزواج إلكترونية مشتركة. إن تعدد الرابطة التساهمية يقلل المسافة بين الذرات ويزيد من ثبات المركبات. وعادة ما يشار إليها على أنها مقاومة كيميائيا. على سبيل المثال ، يوجد في جزيء النيتروجين ثلاثة أزواج من الإلكترونات ، يشار إليها في الصيغة الهيكلية بثلاث شرطات وتحدد قوتها. مادة النيتروجين البسيطة خاملة كيميائيًا ويمكن أن تتفاعل مع مركبات أخرى ، مثل الهيدروجين أو الأكسجين أو المعادن ، فقط عند تسخينها أو عند ضغط مرتفع ، وكذلك في وجود محفزات.

الروابط المزدوجة والثلاثية متأصلة في فئات المركبات العضوية مثل هيدروكربونات الدين غير المشبعة ، وكذلك مواد سلسلة الإيثيلين أو الأسيتيلين. تحدد الروابط المتعددة الخصائص الكيميائية الرئيسية: تفاعلات الإضافة والبلمرة التي تحدث عند نقاط تمزقها.

في مقالتنا ، قدمنا ​​وصفًا عامًا للرابطة التساهمية وفحصنا أنواعها الرئيسية.