السالبية الكهربية هي قدرة الذرات على تحويل الإلكترونات نحو نفسها عند تكوين رابطة كيميائية. تم تقديم هذا المفهوم من قبل الكيميائي الأمريكي L. Pauling (1932). تميز السالبية الكهربية قدرة ذرة عنصر معين على جذب زوج إلكترون مشترك في الجزيء. تختلف قيم السالبية الكهربية التي تحددها طرق مختلفة عن بعضها البعض. في الممارسة التعليمية، غالبًا ما يستخدمون القيم النسبية وليس المطلقة للسالبية الكهربية. والأكثر شيوعًا هو المقياس الذي تتم فيه مقارنة السالبية الكهربية لجميع العناصر مع السالبية الكهربية للليثيوم، والتي يتم أخذها كعنصر واحد.
من بين عناصر المجموعات IA - VIIA:
تعد أنماط التغيرات في السالبية الكهربية بين عناصر الكتلة d أكثر تعقيدًا.كقاعدة عامة، تزداد السالبية الكهربية في فترات ("من اليسار إلى اليمين") مع زيادة العدد الذري، وتنخفض في المجموعات ("من الأعلى إلى الأسفل").
وتشمل هذه: الهيدروجين والكربون والنيتروجين والفوسفور والأكسجين والكبريت والسيلينيوم والفلور والكلور والبروم واليود. وفقا لعدد من الخصائص، يتم تصنيف مجموعة خاصة من الغازات النبيلة (الهيليوم والرادون) أيضا على أنها لا فلزات.تسمى العناصر ذات السالبية الكهربية العالية، والتي تتمتع ذراتها بألفة إلكترونية عالية وطاقة تأين عالية، أي عرضة لإضافة إلكترون أو إزاحة زوج من الإلكترونات الرابطة في اتجاهها، باللافلزات.
تشمل المعادن معظم عناصر الجدول الدوري.
يتم تفسير هذه المجموعة من الخصائص الفيزيائية التي تميز المعادن عن غير المعادن من خلال نوع خاص من الروابط الموجودة في المعادن. تحتوي جميع المعادن على شبكة بلورية محددة بوضوح. جنبا إلى جنب مع الذرات، تحتوي عقدها على كاتيونات معدنية، أي. الذرات التي فقدت إلكتروناتها. تشكل هذه الإلكترونات سحابة إلكترونية اجتماعية، تسمى غاز الإلكترون. توجد هذه الإلكترونات في مجال القوة للعديد من النوى. تسمى هذه الرابطة معدنية. تحدد الهجرة الحرة للإلكترونات عبر حجم البلورة الخصائص الفيزيائية الخاصة للمعادن.تتميز المعادن بانخفاض السالبية الكهربية، أي انخفاض طاقة التأين والألفة الإلكترونية. تتبرع الذرات المعدنية بالإلكترونات إلى الذرات اللافلزية أو تخلط أزواجًا من الإلكترونات الرابطة من نفسها. تتمتع المعادن بلمعان مميز وموصلية كهربائية عالية وموصلية حرارية جيدة. فهي في الغالب متينة ومرنة.
تشمل المعادن جميع عناصر d و f. إذا حددت عقليًا من الجدول الدوري كتلًا فقط من العناصر s و p، أي عناصر المجموعة A ورسمت قطريًا من الزاوية اليسرى العليا إلى الزاوية اليمنى السفلية، فسيتبين أن العناصر غير المعدنية موجودة على الجانب الأيمن من هذا القطر والمعدني - على اليسار. بجوار القطر توجد عناصر لا يمكن تصنيفها بشكل لا لبس فيه على أنها معادن أو غير معدنية. وتشمل هذه العناصر الوسيطة: البورون والسيليكون والجرمانيوم والزرنيخ والأنتيمون والسيلينيوم والبولونيوم والأستاتين.
لعبت الأفكار حول الروابط التساهمية والأيونية دورًا مهمًا في تطور الأفكار حول بنية المادة، إلا أن ابتكار طرق فيزيائية وكيميائية جديدة لدراسة البنية الدقيقة للمادة واستخدامها أظهر أن ظاهرة الروابط الكيميائية أصبحت شائعة بشكل كبير. أكثر تعقيدا. يُعتقد حاليًا أن أي رابطة ذرية غير متجانسة تكون تساهمية وأيونية، ولكن بنسب مختلفة. وهكذا، تم تقديم مفهوم المكونات التساهمية والأيونية للرابطة غير المتجانسة. كلما زاد الفرق في السالبية الكهربية للذرات الرابطة، زادت قطبية الرابطة. عندما يكون الفرق أكثر من وحدتين، يكون المكون الأيوني هو الغالب دائمًا تقريبًا. دعونا نقارن بين أكاسيد: أكسيد الصوديوم Na 2 O وأكسيد الكلور (VII) Cl 2 O 7. في أكسيد الصوديوم، تكون الشحنة الجزئية لذرة الأكسجين -0.81، وفي أكسيد الكلور -0.02. وهذا يعني فعليًا أن رابطة Na-O مكونة من 81% أيونية و19% تساهمية. المكون الأيوني لرابطة Cl-O هو 2٪ فقط.
قائمة الأدب المستخدم
- بوبكوف ف.أ.، Puzakov S. A. الكيمياء العامة: كتاب مدرسي. - م: GEOTAR-Media، 2010. - 976 ص: ISBN 978-5-9704-1570-2. [مع. 35-37]
- فولكوف، أي. آي.، زارسكي، آي. إم.الكتاب المرجعي الكيميائي الكبير / A.I. فولكوف، آي إم. زارسكي. - من: المدرسة الحديثة، 2005. - 608 برقم ISBN 985-6751-04-7.
هناك أهمية كبيرة بشكل استثنائي في النظم البيولوجية لنوع خاص من التفاعل بين الجزيئات، وهو الرابطة الهيدروجينية، التي تحدث بين ذرات الهيدروجين مجتمعة كيميائيًا في جزيء واحد والذرات السالبة كهربيًا F، O، N، Cl، S التي تنتمي إلى جزيء آخر. تم تقديم مفهوم "الرابطة الهيدروجينية" لأول مرة في عام 1920 من قبل لاتيمر وروديبوش لشرح خصائص الماء والمواد الأخرى المرتبطة به. دعونا نلقي نظرة على بعض الأمثلة على مثل هذا الاتصال.
تحدثنا في الفقرة 5.2 عن جزيء البيريدين ولوحظ أن ذرة النيتروجين الموجودة فيه تحتوي على إلكترونين خارجيين لهما دوران متضاد التوازي لا يشاركان في تكوين رابطة كيميائية. هذا الزوج "الحر" أو "المنفرد" من الإلكترونات سوف يجذب البروتون ويشكل معه رابطة كيميائية. في هذه الحالة، سوف يدخل جزيء البيريدين في الحالة الأيونية. إذا كان هناك جزيئين من البيريدين، فسوف يتنافسان لالتقاط البروتون، مما يؤدي إلى تكوين مركب
حيث تشير ثلاث نقاط إلى نوع جديد من التفاعل بين الجزيئات يسمى الترابط الهيدروجيني. في هذا المركب، يكون البروتون أقرب إلى ذرة النيتروجين اليسرى. وبنفس النجاح، قد يكون البروتون أقرب إلى ذرة النيتروجين الصحيحة. ولذلك، فإن الطاقة الكامنة للبروتون كدالة للمسافة إلى ذرة النيتروجين اليمنى أو اليسرى على مسافة ثابتة بينهما (تقريبًا) يجب أن يتم تصويرها بمنحنى ذو حدين أدنى. يظهر الشكل 1 حسابًا ميكانيكيًا كميًا لمثل هذا المنحنى، أجراه راين وهاريس. 4.
كانت نظرية ميكانيكا الكم للرابطة الهيدروجينية A-H...B المبنية على التفاعلات بين المانحين والمتقبلين واحدة من أولى النظريات التي طورها ن.د.سوكولوف. سبب الرابطة هو إعادة توزيع كثافة الإلكترون بين الذرات A و B بسبب البروتون. باختصار، يقولون أن "زوجًا وحيدًا" من الإلكترونات مشترك. في الواقع، في
أرز. 4. المنحنى المحتمل لطاقة البروتون كدالة للمسافة بين ذرات النيتروجين لجزيئين البيريدين.
تشارك إلكترونات أخرى من الجزيئات أيضًا في تكوين منحنيات الرابطة الهيدروجينية المحتملة، ولكن بدرجة أقل (انظر أدناه).
تتراوح طاقات روابط الهيدروجين النموذجية من 0.13 إلى 0.31 فولت. وهي أقل بدرجة أسية من طاقة الروابط التساهمية الكيميائية، ولكنها أكبر بدرجة أسية من طاقة تفاعلات فان دير فالس.
أبسط مجمع بين الجزيئات يتكون من الروابط الهيدروجينية هو المجمع. هذا المجمع له بنية خطية. المسافة بين ذرات الفلور هي 2.79 A. والمسافة بين الذرات في الجزيء القطبي هي 0.92 A. وعندما يتكون معقد، تنطلق طاقة تبلغ حوالي 0.26 فولت.
بمساعدة الروابط الهيدروجينية، يتم تكوين ثنائي الماء بطاقة ربط تبلغ حوالي 0.2 فولت. هذه الطاقة تعادل حوالي واحد على عشرين من طاقة الرابطة التساهمية OH. تبلغ المسافة بين ذرتي الأكسجين في المجمع حوالي 2.76 A. وهي أقل من مجموع نصف قطر فان دير فالس لذرات الأكسجين، أي ما يعادل 3.06 A. في الشكل 1. ويبين الشكل 5 التغير في كثافة الإلكترون لذرات الماء المحسوبة في العمل أثناء تكوين المجمع. تؤكد هذه الحسابات أنه عند تكوين المعقد يتغير توزيع كثافة الإلكترونات حول جميع ذرات الجزيئات المتفاعلة.
يمكن أيضًا الحكم على دور جميع الذرات في إنشاء روابط هيدروجينية في المجمع من خلال التأثير المتبادل لرابطتين هيدروجينيتين بين القواعد النيتروجينية، الثيمين والأدينين، والتي تشكل جزءًا من الحلزون المزدوج لجزيء الحمض النووي. يعكس موقع الحد الأدنى لمنحنيات البروتون المحتملة في رابطتين الارتباط المتبادل بينهما (الشكل 6).
جنبا إلى جنب مع الرابطة الهيدروجينية المعتادة أو الضعيفة التي يتكونها الهيدروجين مع إطلاق طاقة أقل من 1 فولت، وتتميز بالطاقة الكامنة ذات الحدين الأدنى، يشكل الهيدروجين بعض المجمعات مع إطلاق طاقة كبير. على سبيل المثال، عند إنشاء مجمع، يتم إطلاق طاقة قدرها 2.17 فولت. هذا النوع من التفاعل يسمى قوي
أرز. 5. التغير في كثافة الإلكترونات حول الذرات في معقد يتكون من روابط هيدروجينية من جزيئين ماء.
من المفترض أن شحنة الإلكترون تساوي الوحدة. في جزيء الماء الحر، تتوزع شحنة قدرها 10 إلكترونات بحيث تكون بالقرب من ذرة الأكسجين شحنة قدرها 8.64، وعند ذرات الهيدروجين
أرز. 6. الروابط الهيدروجينية بين القواعد النيتروجينية: أ - الثيمين (T) والأدينيب (A)، وهي جزء من جزيئات DNN (الأسهم تشير إلى أماكن ارتباط القواعد بسلاسل جزيئات السكر وحمض الفوسفوريك)؛ - منحنيات الرابطة الهيدروجينية المحتملة؛ يا - الأكسجين. - الهيدروجين. - الكربون؛ - النيتروجين.
رابطة الهيدروجين. عندما تتشكل معقدات ذات روابط هيدروجينية قوية، يتغير تكوين الجزيئات بشكل ملحوظ. الطاقة الكامنة للبروتون لها حد أدنى ثابت نسبيًا يقع تقريبًا في مركز الرابطة. ولذلك، يتم إزاحة البروتون بسهولة. إن الإزاحة السهلة للبروتون تحت تأثير مجال خارجي تحدد قابلية الاستقطاب العالية للمجمع.
لا تحدث روابط هيدروجينية قوية في الأنظمة البيولوجية. أما الرابطة الهيدروجينية الضعيفة فهي ذات أهمية حاسمة في جميع الكائنات الحية.
يرجع الدور الكبير للغاية للروابط الهيدروجينية في النظم البيولوجية في المقام الأول إلى حقيقة أنها تحدد البنية الثانوية للبروتينات، والتي لها أهمية أساسية لجميع العمليات الحيوية؛ بمساعدة روابط الهيدروجين، يتم الاحتفاظ بالأزواج الأساسية في جزيئات الحمض النووي ويتم ضمان بنيتها المستقرة في شكل حلزونات مزدوجة، وأخيرا، تكون روابط الهيدروجين مسؤولة عن الخصائص غير العادية للغاية للمياه، والتي تعتبر مهمة لوجود أنظمة المعيشة.
الماء هو أحد المكونات الرئيسية لجميع الكائنات الحية. تتكون أجسام الحيوانات من الماء بنسبة ثلثيها تقريبًا. يحتوي الجنين البشري على حوالي 93% من الماء خلال الشهر الأول. لن يكون هناك مياه جارية. يعتبر الماء بمثابة الوسيلة الرئيسية التي تحدث فيها التفاعلات الكيميائية الحيوية في الخلية. وهو يشكل الجزء السائل من الدم والليمفاوية. الماء ضروري لعملية الهضم، حيث يحدث انهيار الكربوهيدرات والبروتينات والدهون مع إضافة جزيئات الماء. يتم إطلاق الماء في الخلية عندما يتم بناء البروتينات من الأحماض الأمينية. فسيولوجية
أرز. 7. هيكل الجليد. يرتبط كل جزيء ماء بروابط هيدروجينية (ثلاث نقاط) بأربعة جزيئات ماء تقع عند رؤوس رباعي الاسطح.
أرز. 8. رابطة هيدروجينية في رابطة هيدروجينية ثنائية و"خطية".
تعتمد خصائص البوليمرات الحيوية والعديد من الهياكل الجزيئية (على وجه الخصوص، أغشية الخلايا) بشكل كبير على تفاعلها مع الماء.
دعونا نلقي نظرة على بعض خصائص الماء. كل جزيء ماء لديه لحظة كهربائية كبيرة. بسبب السالبية الكهربية العالية لذرات الأكسجين، يمكن لجزيء الماء تكوين روابط هيدروجينية مع جزيء أو اثنين أو ثلاثة أو أربعة جزيئات ماء أخرى. والنتيجة هي ثنائيات مستقرة نسبيًا ومجمعات بوليمر أخرى. في المتوسط، كل جزيء في الماء السائل له أربعة جيران. يعتمد تكوين وبنية المجمعات بين الجزيئات على درجة حرارة الماء.
يمتلك الماء البلوري (الثلج) البنية الأكثر ترتيبًا عند الضغط الطبيعي ودرجة الحرارة أقل من الصفر المئوي. بلوراتها لها هيكل سداسي. تحتوي خلية الوحدة على أربعة جزيئات ماء. يظهر هيكل الخلية في الشكل. 7. حول ذرة الأكسجين المركزية توجد أربع ذرات أكسجين أخرى تقع في رؤوس رباعي الأسطح المنتظم على مسافات 2.76 أ. يرتبط كل جزيء ماء بجيرانه بأربع روابط هيدروجينية. في هذه الحالة، تقترب الزاوية بين روابط OH في الجزيء من قيمة "رباعي السطوح" البالغة 109.1 درجة. في الجزيء الحر تبلغ حوالي 105 درجة.
هيكل الجليد يشبه الماس. ومع ذلك، في الماس هناك قوى كيميائية بين ذرات الكربون. بلورة الماس هي جزيء كبير. تصنف بلورات الثلج على أنها بلورات جزيئية. تحتفظ الجزيئات الموجودة في البلورة بشكل أساسي بفرديتها وتتماسك مع بعضها البعض من خلال روابط هيدروجينية.
أرز. 9. القيمة التجريبية للتحول في تردد اهتزاز الأشعة تحت الحمراء في الماء أثناء تكوين رابطة هيدروجينية بزاوية.
شبكة الجليد فضفاضة للغاية وتحتوي على العديد من "الفراغات"، حيث أن عدد جزيئات الماء الأقرب لكل جزيء (رقم التنسيق) هو أربعة فقط. عند الذوبان، يتم تدمير شبكة الجليد جزئيا، وفي نفس الوقت تمتلئ بعض الفراغات وتصبح كثافة الماء أكبر من كثافة الجليد. هذه هي واحدة من الشذوذات المائية الرئيسية. مع مزيد من التسخين إلى 4 درجات مئوية، تستمر عملية الضغط. عند تسخينه فوق 4 درجات مئوية، يزداد سعة الاهتزازات اللاتوافقية، وينخفض عدد الجزيئات المرتبطة في المجمعات (الأسراب)، وتنخفض كثافة الماء. وفقًا للتقديرات التقريبية، تشتمل الأسراب في درجة حرارة الغرفة على حوالي 240 جزيءًا، عند 37 درجة مئوية - حوالي 150، عند 45 و100 درجة مئوية، 120 و40 على التوالي.
تبلغ مساهمة الرابطة الهيدروجينية في الطاقة الإجمالية للتفاعلات بين الجزيئات (11.6 كيلو كالوري/مول) حوالي 69%. بسبب الروابط الهيدروجينية، تختلف نقاط الانصهار (0 درجة مئوية) ونقاط الغليان (100 درجة مئوية) للماء بشكل كبير عن نقاط الانصهار والغليان للسوائل الجزيئية الأخرى، التي تعمل بين جزيئاتها قوى فان دير فال فقط. على سبيل المثال، بالنسبة للميثان، تكون هذه القيم على التوالي -186 و-161 درجة مئوية.
في الماء السائل، إلى جانب بقايا البنية الرباعية السطوح للجليد، توجد ثنائيات خطية ودورية ومجمعات أخرى تحتوي على 3 أو 4 أو 5 أو 6 جزيئات أو أكثر. من المهم أن تتغير الزاوية P المتكونة بين رابطة OH ورابطة الهيدروجين اعتمادًا على عدد الجزيئات في الدورة (الشكل 8). في الديمر تكون هذه الزاوية 110°، وفي الحلقة المكونة من خمسة أعضاء تكون 10°، وفي الحلقة المكونة من ستة أعضاء والبنية الجليدية السداسية تكون قريبة من رصاصة (رابطة هيدروجينية "خطية").
اتضح أن أعلى طاقة لرابطة هيدروجينية واحدة تتوافق مع الزاوية. تتناسب طاقة رابطة الهيدروجين (قاعدة بادجر باور) مع التحول في تردد اهتزازات الأشعة تحت الحمراء الممتدة لمجموعة OH في جزيء الماء مقارنة بـ. تردد اهتزاز الجزيء الحر. ويلاحظ الحد الأقصى للإزاحة في حالة الرابطة الهيدروجينية "الخطية". في جزيء الماء في هذه الحالة، يتناقص التردد بمقدار . في الشكل. ويبين الشكل 9 رسما بيانيا لنسبة النزوح
التردد إلى أقصى إزاحة من الزاوية. وبالتالي، فإن هذا الرسم البياني يميز أيضًا اعتماد طاقة الرابطة الهيدروجينية على الزاوية. وهذا الاعتماد هو مظهر من مظاهر الطبيعة التعاونية للرابطة الهيدروجينية.
تم إجراء محاولات متعددة لحساب بنية وخصائص الماء نظريًا، مع الأخذ في الاعتبار الروابط الهيدروجينية والتفاعلات الأخرى بين الجزيئات. وفقًا للفيزياء الإحصائية، يتم تحديد الخواص الديناميكية الحرارية لنظام الجزيئات المتفاعلة الموجودة في المجلد V عند ضغط ثابت P في التوازن الإحصائي مع منظم الحرارة من خلال وظيفة تقسيم الحالات
هنا V هو حجم النظام؛ ك - ثابت بولتزمان؛ T - درجة الحرارة المطلقة. يعني أننا بحاجة إلى أخذ أثر العامل الإحصائي بين قوسين متعرجين، حيث H هو العامل الكمي لطاقة النظام بأكمله. هذا العامل يساوي مجموع مشغلي الطاقة الحركية للحركات الانتقالية والدورانية للجزيئات ومشغل الطاقة المحتمل لتفاعل جميع الجزيئات.
إذا كانت جميع الوظائف الذاتية وطيف الطاقة الكامل E للمشغل H معروفة، فإن (6.2) يأخذ الشكل
ثم يتم تحديد طاقة Gibbs المجانية G للنظام عند الضغط P ودرجة الحرارة T بواسطة التعبير البسيط
بمعرفة طاقة جيبس الحرة، نجد إجمالي حجم إنتروبيا الطاقة.
لسوء الحظ، نظرًا للطبيعة المعقدة للتفاعلات بين الجزيئات في الماء (جزيئات ثنائية القطب متباينة الخواص، روابط هيدروجينية تؤدي إلى مجمعات ذات تركيب متغير، حيث تعتمد طاقة روابط الهيدروجين نفسها على تركيب وبنية المجمع، وما إلى ذلك)، فإننا لا يمكن كتابة عامل التشغيل H بشكل صريح. ولذلك، علينا أن نلجأ إلى تبسيطات كبيرة جداً. وهكذا، قام ناميتي وشيراجا بحساب دالة التقسيم بناءً على حقيقة أنه يمكن أخذ خمس حالات طاقة فقط للجزيئات في المجمعات بعين الاعتبار، وفقًا لـ
مع عدد الروابط الهيدروجينية التي تشكلها (0، 1، 2، 3، 4) مع الجزيئات المجاورة. وباستخدام هذا النموذج، تمكنوا حتى من إظهار أن كثافة الماء تصل إلى الحد الأقصى عند 4 درجات مئوية. ومع ذلك، انتقد المؤلفون أنفسهم لاحقًا النظرية التي طوروها، لأنها لم تصف العديد من الحقائق التجريبية. يمكن العثور على محاولات أخرى للحسابات النظرية لبنية الماء في المراجعة التي أجراها بن نعيم وستلينجر.
نظرًا للطبيعة ثنائية القطب لجزيئات الماء والدور الكبير الذي تلعبه الروابط الهيدروجينية، فإن تفاعلات جزيئات الماء مع الأيونات والجزيئات المحايدة في الكائنات الحية تلعب أيضًا دورًا مهمًا للغاية. التفاعلات التي تؤدي إلى ترطيب الأيونات ونوع خاص من التفاعل يسمى الكارهة للماء والمحبة للماء ستتم مناقشتها في الأقسام التالية من هذا الفصل."
في حديثه عن دور الماء في الظواهر البيولوجية، تجدر الإشارة إلى أن جميع الكائنات الحية قد تكيفت بنجاح كبير مع كمية معينة من الروابط الهيدروجينية بين الجزيئات. ويتجلى ذلك في حقيقة أن استبدال جزيئات الماء الثقيل له تأثير كبير جدًا على النظم البيولوجية. تنخفض ذوبان الجزيئات القطبية، وتنخفض سرعة انتقال النبضات العصبية، ويتعطل عمل الإنزيمات، ويتباطأ نمو البكتيريا والفطريات، وما إلى ذلك. ولعل كل هذه الظواهر ترجع إلى حقيقة أن تفاعل الهيدروجين بين الجزيئات أقوى من التفاعل بين الجزيئات. قيمة الرابطة الهيدروجينية أكبر بين جزيئات الماء الثقيل يشار إليها بنقطة انصهارها العالية للغاية (3.8 درجة مئوية) وحرارة الانصهار العالية (1.51 كيلو كالوري/مول). بالنسبة للماء العادي، تبلغ حرارة الانصهار 1.43 كيلو كالوري/مول.
طول الرابط -المسافة النووية. وكلما كانت هذه المسافة أقصر، كانت الرابطة الكيميائية أقوى. يعتمد طول الرابطة على نصف قطر الذرات المكونة لها: كلما كانت الذرات أصغر، كانت الرابطة بينها أقصر. على سبيل المثال، طول الرابطة H-O أقصر من طول الرابطة H-N (بسبب قلة تبادل ذرات الأكسجين).
الرابطة الأيونية هي حالة متطرفة من الرابطة التساهمية القطبية.
اتصال معدني.
الشرط الأساسي لتشكيل هذا النوع من الاتصال هو:
1) وجود عدد صغير نسبياً من الإلكترونات في المستويات الخارجية للذرات؛
2) وجود مدارات فارغة (شاغرة) على المستويات الخارجية لذرات المعدن
3) طاقة التأين منخفضة نسبيا.
دعونا نفكر في تكوين رابطة معدنية باستخدام الصوديوم كمثال. يمكن لإلكترون التكافؤ للصوديوم، الموجود في المستوى الفرعي 3s، أن يتحرك بسهولة نسبية عبر المدارات الفارغة للطبقة الخارجية: على طول 3p و 3d. عندما تقترب الذرات من بعضها البعض نتيجة لتشكيل شبكة بلورية، تتداخل مدارات التكافؤ للذرات المجاورة، مما يسمح للإلكترونات بالتحرك بحرية من مدار إلى آخر، مما يؤدي إلى إنشاء رابطة بين جميع ذرات البلورة المعدنية.
توجد في عقد الشبكة البلورية أيونات وذرات معادن مشحونة بشكل إيجابي، وبينها إلكترونات يمكنها التحرك بحرية في جميع أنحاء الشبكة البلورية. وتصبح هذه الإلكترونات مشتركة بين جميع ذرات وأيونات المعدن وتسمى "غاز الإلكترون". يسمى الاتصال بين جميع أيونات المعادن الموجبة الشحنة والإلكترونات الحرة في الشبكة البلورية المعدنية السندات المعدنية.
يحدد وجود الرابطة المعدنية الخواص الفيزيائية للمعادن والسبائك: الصلابة، التوصيل الكهربائي، التوصيل الحراري، القابلية للطرق، الليونة، اللمعان المعدني. يمكن للإلكترونات الحرة أن تحمل الحرارة والكهرباء، لذا فهي السبب في الخصائص الفيزيائية الرئيسية التي تميز المعادن عن غير المعادن - الموصلية الكهربائية والحرارية العالية.
رابطة الهيدروجين.
رابطة الهيدروجينيحدث بين الجزيئات التي تحتوي على الهيدروجين والذرات التي تحتوي على نسبة عالية من EO (الأكسجين والفلور والنيتروجين). الروابط التساهمية H-O، H-F، H-N قطبية للغاية، مما يؤدي إلى تراكم شحنة موجبة زائدة على ذرة الهيدروجين، وشحنة سالبة زائدة على القطبين المعاكسين. بين الأقطاب المشحونة بشكل معاكس، تنشأ قوى الجذب الكهروستاتيكية - روابط الهيدروجين.
يمكن أن تكون الروابط الهيدروجينية إما بين الجزيئات أو داخل الجزيئات. طاقة الرابطة الهيدروجينية أقل بحوالي عشر مرات من طاقة الرابطة التساهمية التقليدية، ولكن مع ذلك، تلعب الروابط الهيدروجينية دورًا مهمًا في العديد من العمليات الفيزيائية والكيميائية والبيولوجية. على وجه الخصوص، جزيئات الحمض النووي عبارة عن حلزونات مزدوجة ترتبط فيها سلسلتان من النيوكليوتيدات بروابط هيدروجينية. يمكن تصوير الروابط الهيدروجينية بين الجزيئات بين جزيئات الماء وفلوريد الهيدروجين (بالنقاط) على النحو التالي:
المواد التي لها روابط هيدروجينية لها شبكات بلورية جزيئية. يؤدي وجود رابطة هيدروجينية إلى تكوين روابط جزيئية، وبالتالي زيادة في درجات الانصهار والغليان.
بالإضافة إلى الأنواع الرئيسية المدرجة من الروابط الكيميائية، هناك أيضًا قوى عالمية للتفاعل بين أي جزيئات لا تؤدي إلى كسر أو تكوين روابط كيميائية جديدة. تسمى هذه التفاعلات بقوى فان دير فالس. وهي تحدد جاذبية جزيئات مادة معينة (أو مواد مختلفة) لبعضها البعض في حالات التجميع السائلة والصلبة.
تحدد الأنواع المختلفة من الروابط الكيميائية وجود أنواع مختلفة من الشبكات البلورية (الجدول).
المواد التي تتكون من جزيئات لها التركيب الجزيئي. وتشمل هذه المواد جميع الغازات والسوائل والمواد الصلبة ذات الشبكة البلورية الجزيئية مثل اليود. تحتوي المواد الصلبة على شبكة ذرية أو أيونية أو معدنية هيكل غير جزيئي، ليس لديهم جزيئات.
طاولة
| سمة من سمات الشبكة الكريستالية | نوع شعرية | |||
| جزيئي | أيوني | النووية | معدن | |
| الجسيمات في العقد شعرية | الجزيئات | الكاتيونات والأنيونات | الذرات | الكاتيونات المعدنية والذرات |
| طبيعة العلاقة بين الجزيئات | قوى التفاعل بين الجزيئات (بما في ذلك الروابط الهيدروجينية) | الروابط الأيونية | الروابط التساهمية | اتصال معدني |
| قوة السندات | ضعيف | متين | متينة للغاية | نقاط قوة مختلفة |
| الخصائص الفيزيائية المميزة للمواد | ذوبان منخفض أو تسامي، صلابة منخفضة، كثير قابل للذوبان في الماء | حرارية، صلبة، هشة، كثيرة الذوبان في الماء. المحاليل والمصهورات توصل التيار الكهربائي | مقاوم جدًا، وصعب جدًا، وغير قابل للذوبان عمليًا في الماء | الموصلية الكهربائية والحرارية العالية، اللمعان المعدني، الليونة. |
| أمثلة على المواد | المواد البسيطة - اللافلزات (في الحالة الصلبة): Cl 2، F 2، Br 2، O 2، O 3، P 4، الكبريت، اليود (باستثناء السيليكون، الماس، الجرافيت)؛ مواد معقدة تتكون من ذرات غير معدنية (باستثناء أملاح الأمونيوم): الماء، الثلج الجاف، الأحماض، الهاليدات غير المعدنية: PCl 3، SiF 4، CBr 4، SF 6، المواد العضوية: الهيدروكربونات، الكحوليات، الفينولات، الألدهيدات، إلخ. . | الأملاح: كلوريد الصوديوم، نترات الباريوم، إلخ؛ القلويات: هيدروكسيد البوتاسيوم، هيدروكسيد الكالسيوم، أملاح الأمونيوم: NH 4 Cl، NH 4 NO 3، إلخ، أكاسيد فلزية، نيتريدات، هيدريدات، إلخ. (مركبات المعادن مع اللافلزات) | الماس، الجرافيت، السيليكون، البورون، الجرمانيوم، أكسيد السيليكون (IV) - السيليكا، كربيد (كربوروندوم)، الفوسفور الأسود (P). | النحاس والبوتاسيوم والزنك والحديد والمعادن الأخرى |
| مقارنة المواد حسب درجات الانصهار والغليان. | ||||
| نظرًا لضعف قوى التفاعل بين الجزيئات، فإن هذه المواد لديها أدنى درجات الانصهار والغليان. علاوة على ذلك، كلما زاد الوزن الجزيئي للمادة، كلما ارتفع t 0 pl. لديها. الاستثناءات هي المواد التي يمكن لجزيئاتها تكوين روابط هيدروجينية. على سبيل المثال، يحتوي HF على t0 pl أعلى من حمض الهيدروكلوريك. | المواد لديها t عالية 0 رر، ولكن أقل من المواد ذات الشبكة الذرية. كلما زادت شحنات الأيونات الموجودة في مواقع الشبكة وقصرت المسافة بينها، زادت درجة انصهار المادة. على سبيل المثال، ر 0 ر. CaF 2 أعلى من t 0 pl. كف. | لديهم أعلى ر 0 ر. كلما كانت الرابطة بين الذرات في الشبكة أقوى، كلما ارتفع t 0 pl. لديه جوهر. على سبيل المثال، Si لديه t0 pl أقل من C. | تختلف المعادن في t0 pl.: من -37 درجة مئوية للزئبق إلى 3360 درجة مئوية للتنغستن. |
اتصال
المرادفات:الاتساق، التماسك، الاستمرارية، قابلية الطي، الاتساق، الانسجام، التفاعل، الاتصال، التعبير، التسلسل، الاقتران، الاتصال، وسائل الاتصال، الجماع، الاتصال، الاتصال، الارتباط، العلاقة، العلاقة، الاعتماد، الارتباط، الروابط، الرومانسية، رابط الاتصال ، الاتحاد، السببية، العلاقات العامة، تومبا، العلاقات الحميمة، المؤامرة، الارتباط، المزدوج، الحبل السري، الجماع، الترابط، الدين، المعاشرة، المجاور، ربط الخيط، الاستمرارية، الالتصاق، الترابط، الارتباط، المشروطية، الاتصال، القرابة، المعجون ، السندات، كيوبيد، علاقة غرامية، المشبك، السياق، الحب، الموضوع، البريد، رسالة، رباعي. نملة. التجزئة
اتصالالمرادفات، ما هي؟ اتصال, اتصالهذا هو معنى الكلمة اتصالأصل (أصل الكلمة) اتصال, اتصالالإجهاد، أشكال الكلمة في القواميس الأخرى
+ اتصالمرادف - قاموس المرادفات الروسية 4
الرابطة الأيونية
(تم استخدام المواد من الموقع http://www.hemi.nsu.ru/ucheb138.htm)
يحدث الترابط الأيوني من خلال الجذب الكهروستاتيكي بين الأيونات المشحونة بشكل معاكس. وتتكون هذه الأيونات نتيجة لانتقال 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.
من الصيغ الإلكترونية للذرات
نا 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 و
Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5
ويمكن ملاحظة أنه لإكمال المستوى الخارجي، 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 اكتساب سبعة إلكترونات. 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
نا + 1s 2 2s 2 2p 6،
والتكوين الإلكتروني لأنيون الكلور هو
Cl - - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6).
يؤدي التفاعل الكهروستاتيكي للأيونات إلى تكوين جزيء NaCl.
غالبًا ما تنعكس طبيعة الرابطة الكيميائية في حالة التجميع والخصائص الفيزيائية للمادة. المركبات الأيونية مثل كلوريد الصوديوم NaCl صلبة ومقاومة للحرارة بسبب وجود قوى جذب كهروستاتيكية قوية بين شحنات أيوناتها "+" و"-".
لا يجذب أيون الكلور سالب الشحنة أيون Na+ الخاص به فحسب، بل يجذب أيضًا أيونات الصوديوم الأخرى المحيطة به. وهذا يؤدي إلى حقيقة أنه بالقرب من أي من الأيونات لا يوجد أيون واحد ذو علامة معاكسة، ولكن عدة أيونات.
هيكل بلورة كلوريد الصوديوم NaCl.
في الواقع، هناك 6 أيونات صوديوم حول كل أيون كلور، و6 أيونات كلور حول كل أيون صوديوم. تسمى هذه التعبئة المرتبة للأيونات بالبلورة الأيونية. إذا تم عزل ذرة كلور واحدة في بلورة، فمن بين ذرات الصوديوم المحيطة بها لم يعد من الممكن العثور على تلك التي تفاعل معها الكلور.
تنجذب الأيونات إلى بعضها البعض بواسطة القوى الكهروستاتيكية، وتتردد بشدة في تغيير موقعها تحت تأثير القوة الخارجية أو ارتفاع درجة الحرارة. ولكن إذا تم صهر كلوريد الصوديوم واستمر تسخينه في الفراغ، فإنه يتبخر مكونًا جزيئات NaCl ثنائية الذرة. يشير هذا إلى أن قوى الارتباط التساهمي لا يتم إيقافها تمامًا أبدًا.
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 غير اتجاهية لأن الأيون يمكنه جذب أيونات ذات علامة معاكسة لنفسه في أي اتجاه.
3. على عكس الرابطة التساهمية، الرابطة الأيونية غير مشبعة، لأن تفاعل الأيونات ذات العلامة 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.
اتصال معدني
يتم تنظيم البلورات المعدنية بشكل مختلف. إذا قمت بفحص قطعة من معدن الصوديوم، ستجد أن مظهرها يختلف كثيراً عن ملح الطعام. الصوديوم معدن ناعم، يمكن قطعه بسهولة بالسكين، وتسويته بمطرقة، ويمكن إذابته بسهولة في كوب على مصباح كحول (نقطة الانصهار 97.8 درجة مئوية). في بلورة الصوديوم، كل ذرة محاطة بثماني ذرات أخرى مماثلة.
التركيب البلوري للمعادن Na.
يوضح الشكل أن ذرة الصوديوم الموجودة في مركز المكعب لها أقرب 8 جيران. ولكن يمكن قول الشيء نفسه عن أي ذرة أخرى في البلورة، لأنها كلها متشابهة. تتكون البلورة من أجزاء متكررة "بلا نهاية" كما هو موضح في هذا الشكل.
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 الشبكة البلورية، وتتحرك الإلكترونات بحرية في مجال المراكز الإيجابية، لتشكل ما يسمى بـ "غاز الإلكترون".
يؤدي وجود إلكترون سالب الشحنة بين كاتيونين إلى تفاعل كل كاتيون مع هذا الإلكترون.
هكذا، 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. تختلف الرابطة المعدنية أيضًا عن الرابطة التساهمية في القوة. طاقة الرابطة المعدنية أقل بحوالي ثلاث إلى أربع مرات من طاقة الرابطة التساهمية.
بسبب الحركة العالية لغاز الإلكترون، تتميز المعادن بالتوصيل الكهربائي والحراري العالي.
تبدو البلورة المعدنية بسيطة للغاية، ولكن في الواقع تركيبها الإلكتروني أكثر تعقيدًا من بلورات الملح الأيونية. لا يوجد ما يكفي من الإلكترونات في الغلاف الإلكتروني الخارجي للعناصر المعدنية لتشكيل رابطة تساهمية أو أيونية كاملة "ثمانية". لذلك، في الحالة الغازية، تتكون معظم المعادن من جزيئات أحادية الذرة (أي ذرات فردية غير متصلة ببعضها البعض). والمثال النموذجي هو بخار الزئبق. وبالتالي، فإن الرابطة المعدنية بين ذرات المعدن تحدث فقط في حالة التجميع السائلة والصلبة.
يمكن وصف الرابطة المعدنية على النحو التالي: بعض ذرات المعدن في البلورة الناتجة تتخلى عن إلكترونات التكافؤ الخاصة بها إلى الفضاء بين الذرات (بالنسبة للصوديوم هذا هو ...3s1)، وتتحول إلى أيونات. نظرًا لأن جميع ذرات المعدن في البلورة متماثلة، فإن لكل منها فرصة متساوية لفقد إلكترون التكافؤ.
بمعنى آخر، يتم نقل الإلكترونات بين ذرات المعدن المحايدة والمتأينة دون استهلاك الطاقة. وفي هذه الحالة، ينتهي الأمر دائمًا ببعض الإلكترونات في الفراغ بين الذرات على شكل "غاز الإلكترون".
هذه الإلكترونات الحرة، أولًا، تحمل ذرات المعدن على مسافة توازن معينة من بعضها البعض.
ثانيًا، أنها تمنح المعادن "تألقًا معدنيًا" مميزًا (يمكن للإلكترونات الحرة أن تتفاعل مع الكمات الضوئية).
ثالثًا، توفر الإلكترونات الحرة للمعادن موصلية كهربائية جيدة. يتم تفسير الموصلية الحرارية العالية للمعادن أيضًا من خلال وجود إلكترونات حرة في الفضاء بين الذرات - فهي "تستجيب" بسهولة للتغيرات في الطاقة وتساهم في نقلها السريع في البلورة.
نموذج مبسط للتركيب الإلكتروني للبلورة المعدنية.
******** باستخدام معدن الصوديوم كمثال، دعونا ننظر إلى طبيعة الرابطة المعدنية من وجهة نظر الأفكار حول المدارات الذرية. تحتوي ذرة الصوديوم، مثل العديد من المعادن الأخرى، على نقص في إلكترونات التكافؤ، ولكن هناك مدارات تكافؤ حرة. إن إلكترون الصوديوم الوحيد 3s قادر على الانتقال إلى أي من المدارات المجاورة الحرة والقريبة من الطاقة. عندما تقترب الذرات في البلورة من بعضها البعض، تتداخل المدارات الخارجية للذرات المجاورة، مما يسمح للإلكترونات المنبعثة بالتحرك بحرية في جميع أنحاء البلورة.
ومع ذلك، فإن "غاز الإلكترون" ليس غير منظم كما قد يبدو. توجد الإلكترونات الحرة في بلورة معدنية في مدارات متداخلة ويتم مشاركتها إلى حد ما، لتشكل ما يشبه الروابط التساهمية. تحتوي عناصر الصوديوم والبوتاسيوم والروبيديوم وغيرها من العناصر المعدنية على عدد قليل من الإلكترونات المشتركة، لذا فإن بلوراتها هشة وقابلة للانصهار. ومع زيادة عدد إلكترونات التكافؤ، تزداد قوة المعادن بشكل عام.
وهكذا، فإن الروابط المعدنية تميل إلى أن تتكون من عناصر تحتوي ذراتها على عدد قليل من إلكترونات التكافؤ في غلافها الخارجي. يتم مشاركة إلكترونات التكافؤ هذه، التي تنفذ الرابطة المعدنية، بشكل كبير بحيث يمكنها التحرك في جميع أنحاء بلورة المعدن وتوفير توصيل كهربائي عالي للمعدن.
بلورة NaCl لا توصل الكهرباء لعدم وجود إلكترونات حرة في الفراغ بين الأيونات. جميع الإلكترونات المتبرع بها من ذرات الصوديوم يتم تثبيتها بقوة بواسطة أيونات الكلور. هذا هو أحد الاختلافات المهمة بين البلورات الأيونية والبلورات المعدنية.
ما تعرفه الآن عن الروابط المعدنية يساعد في تفسير القابلية العالية للطرق (الليونة) لمعظم المعادن. يمكن تسطيح المعدن وتحويله إلى صفائح رقيقة وسحبه إلى سلك. والحقيقة هي أن الطبقات الفردية من الذرات في بلورة معدنية يمكن أن تنزلق بعضها البعض بسهولة نسبية: يعمل "غاز الإلكترون" المتحرك باستمرار على تخفيف حركة الأيونات الموجبة الفردية، مما يحميها من بعضها البعض.
بالطبع، لا يمكن فعل أي شيء كهذا مع ملح الطعام، على الرغم من أن الملح هو أيضًا مادة بلورية. في البلورات الأيونية، ترتبط إلكترونات التكافؤ بإحكام بنواة الذرة. يؤدي تحول طبقة من الأيونات بالنسبة إلى أخرى إلى تقريب الأيونات التي لها نفس الشحنة من بعضها البعض ويسبب تنافرًا قويًا بينها، مما يؤدي إلى تدمير البلورة (NaCl مادة هشة).
يؤدي تحول طبقات البلورة الأيونية إلى ظهور قوى تنافر كبيرة بين الأيونات المتشابهة وتدمير البلورة.
ملاحة
- حل المسائل المركبة على أساس الخصائص الكمية للمادة
- حل المشكلة. قانون ثبات تكوين المواد. الحسابات باستخدام مفهومي "الكتلة المولية" و"الكمية الكيميائية" للمادة