موضوعات مقنن امتحان الدولة الموحد: الرابطة الكيميائية التساهمية وأصنافها وآليات تكوينها. خصائص الروابط التساهمية (القطبية وطاقة الروابط). الرابطة الأيونية. اتصال معدني. رابطة الهيدروجين

الروابط الكيميائية داخل الجزيئات

أولاً، دعونا ننظر إلى الروابط التي تنشأ بين الجزيئات داخل الجزيئات. تسمى هذه الاتصالات ضمجزيئي عامل ضمن الجزيئ.

الرابطة الكيميائية بين ذرات العناصر الكيميائية لها طبيعة كهروستاتيكية وتتشكل بسبب تفاعل الإلكترونات الخارجية (التكافؤ).، بدرجة أكثر أو أقل محتفظ بها بواسطة نوى موجبة الشحنةالذرات المترابطة.

المفهوم الرئيسي هنا هو كهرسلبية. وهذا هو الذي يحدد نوع الرابطة الكيميائية بين الذرات وخصائص هذه الرابطة.

هي قدرة الذرة على الجذب (الإمساك) خارجي(التكافؤ) الإلكترونات. يتم تحديد السالبية الكهربية من خلال درجة جذب الإلكترونات الخارجية للنواة وتعتمد في المقام الأول على نصف قطر الذرة وشحنة النواة.

من الصعب تحديد السالبية الكهربية بشكل لا لبس فيه. قام L. Pauling بتجميع جدول السالبية الكهربية النسبية (استنادًا إلى طاقات الروابط للجزيئات ثنائية الذرة). العنصر الأكثر سالبية هو الفلورمع معنى 4 .

من المهم ملاحظة أنه في مصادر مختلفة يمكنك العثور على مقاييس وجداول مختلفة لقيم السالبية الكهربية. لا داعي للقلق من هذا، لأن تكوين الرابطة الكيميائية يلعب دورا الذرات، وهو نفس الشيء تقريبًا في أي نظام.

إذا كانت إحدى الذرات في الرابطة الكيميائية A:B تجذب الإلكترونات بقوة أكبر، فإن زوج الإلكترونات يتحرك نحوها. الاكثر فرق السالبية الكهربيةالذرات، كلما زاد إزاحة زوج الإلكترونات.

إذا كانت السالبية الكهربية للذرات المتفاعلة متساوية أو متساوية تقريبًا: إي أو (أ) ≈ إي أو (ب)، فإن زوج الإلكترون المشترك لا ينتقل إلى أي من الذرات: ج: ب. يسمى هذا الاتصال تساهمية غير قطبية.

إذا كانت السالبية الكهربية للذرات المتفاعلة تختلف، ولكن ليس بشكل كبير (يبلغ الفرق في السالبية الكهربية تقريبًا من 0.4 إلى 2: 0,4<ΔЭО<2 )، ثم يتم إزاحة زوج الإلكترون إلى إحدى الذرات. يسمى هذا الاتصال القطبية التساهمية .

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

الأنواع الأساسية للروابط الكيميائية - تساهمي, أيونيو معدنمجال الاتصالات. دعونا نلقي نظرة فاحصة عليهم.

الرابطة الكيميائية التساهمية

الرابطة التساهمية – إنها رابطة كيميائية ، تشكلت بسبب تكوين زوج إلكترون مشترك A:B . علاوة على ذلك، ذرتان تداخلالمدارات الذرية. تتكون الرابطة التساهمية من تفاعل الذرات مع اختلاف بسيط في السالبية الكهربية (عادة بين اثنين من اللافلزات) أو ذرات عنصر واحد.

الخصائص الأساسية للروابط التساهمية

• ركز,
• التشبع,
• قطبية,
• الاستقطاب.

تؤثر خصائص الترابط هذه على الخواص الكيميائية والفيزيائية للمواد.

اتجاه الاتصالات يميز التركيب الكيميائي وشكل المواد. تسمى الزوايا الموجودة بين رابطتين زوايا الرابطة. على سبيل المثال، في جزيء الماء زاوية الرابطة H-O-H هي 104.45 o، وبالتالي فإن جزيء الماء قطبي، وفي جزيء الميثان زاوية الرابطة H-C-H هي 108 o 28′.

التشبع هي قدرة الذرات على تكوين عدد محدود من الروابط الكيميائية التساهمية. يسمى عدد الروابط التي يمكن للذرة تكوينها.

قطبيةيحدث الترابط بسبب التوزيع غير المتكافئ لكثافة الإلكترون بين ذرتين مختلفتين في السالبية الكهربية. وتنقسم الروابط التساهمية إلى قطبية وغير قطبية.

الاستقطاب الاتصالات هي قدرة إلكترونات الرابطة على التحول تحت تأثير مجال كهربائي خارجي(على وجه الخصوص، المجال الكهربائي لجسيم آخر). تعتمد قابلية الاستقطاب على حركة الإلكترون. كلما ابتعد الإلكترون عن النواة، كلما كان أكثر قدرة على الحركة، وبالتالي يكون الجزيء أكثر قابلية للاستقطاب.

رابطة كيميائية تساهمية غير قطبية

هناك نوعان من الروابط التساهمية – قطبيو الغير قطبي .

مثال . دعونا نفكر في بنية جزيء الهيدروجين H2. تحمل كل ذرة هيدروجين في مستوى طاقتها الخارجي إلكترونًا واحدًا غير متزاوج. لعرض الذرة، نستخدم بنية لويس - وهذا رسم تخطيطي لهيكل مستوى الطاقة الخارجي للذرة، عندما يتم الإشارة إلى الإلكترونات بالنقاط. تعد نماذج بنية نقاط لويس مفيدة جدًا عند العمل مع عناصر الفترة الثانية.

ح. + . ح = ح:ح

وبالتالي، فإن جزيء الهيدروجين يحتوي على زوج إلكترون مشترك واحد ورابطة كيميائية H-H واحدة. لا ينتقل زوج الإلكترون هذا إلى أي من ذرات الهيدروجين، لأن ذرات الهيدروجين لها نفس السالبية الكهربية. يسمى هذا الاتصال تساهمية غير قطبية .

رابطة تساهمية غير قطبية (متماثلة). هي رابطة تساهمية تتكون من ذرات ذات سالبية كهربية متساوية (عادةً نفس اللافلزات)، وبالتالي، مع توزيع منتظم لكثافة الإلكترون بين نوى الذرات.

عزم ثنائي القطب للروابط غير القطبية هو 0.

أمثلة: ح2 (ح-ح)، يا2 (O=O)، ق8.

الرابطة الكيميائية القطبية التساهمية

الرابطة القطبية التساهمية هي رابطة تساهمية تحدث بين ذرات ذات سالبية كهربية مختلفة (عادة، مختلف غير المعادن) ويتميز الإزاحةزوج إلكترون مشترك مع ذرة أكثر سالبية كهربية (الاستقطاب).

يتم نقل كثافة الإلكترون إلى الذرة الأكثر سالبية كهربية - وبالتالي تظهر عليها شحنة سالبة جزئية (δ-)، وتظهر شحنة موجبة جزئية (δ+، دلتا +) على الذرة الأقل سالبية كهربية.

كلما زاد الفرق في السالبية الكهربية للذرات، كلما كان ذلك أعلى قطبيةاتصالات وأكثر من ذلك عزم ثنائي الاقطاب . تعمل قوى التجاذب الإضافية بين الجزيئات المجاورة والشحنات ذات الإشارة المعاكسة، مما يزيد قوةمجال الاتصالات.

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

أمثلة: حمض الهيدروكلوريك، ثاني أكسيد الكربون 2، NH 3.

آليات تكوين الرابطة التساهمية

يمكن أن تحدث الروابط الكيميائية التساهمية من خلال آليتين:

1. آلية الصرف يتم تكوين رابطة كيميائية تساهمية عندما يوفر كل جسيم إلكترونًا واحدًا غير متزاوج لتكوين زوج إلكترون مشترك:

أ . + . ب= أ:ب

2. تكوين الرابطة التساهمية هو آلية يوفر فيها أحد الجسيمات زوجًا وحيدًا من الإلكترونات، ويوفر الجسيم الآخر مدارًا شاغرًا لزوج الإلكترون هذا:

أ: + ب= أ:ب

في هذه الحالة، توفر إحدى الذرات زوجًا وحيدًا من الإلكترونات ( جهات مانحة) ، وتوفر الذرة الأخرى مدارًا شاغرًا لهذا الزوج ( متقبل). ونتيجة لتكوين كلا الرابطتين، تنخفض طاقة الإلكترونات، أي: وهذا مفيد للذرات.

رابطة تساهمية تتكون من آلية المانح والمتلقي ليست مختلفةفي خصائص الروابط التساهمية الأخرى التي تشكلها آلية التبادل. يعد تكوين الرابطة التساهمية بواسطة آلية المانح والمستقبل أمرًا نموذجيًا للذرات إما مع عدد كبير من الإلكترونات على مستوى الطاقة الخارجي (المانحون للإلكترون)، أو على العكس من ذلك، مع عدد صغير جدًا من الإلكترونات (مستقبلات الإلكترون). تتم مناقشة قدرات التكافؤ للذرات بمزيد من التفصيل في القسم المقابل.

يتم تشكيل الرابطة التساهمية بواسطة آلية المانح والمتقبل:

- في جزيء أول أكسيد الكربون CO(الرابطة في الجزيء ثلاثية، ويتم تشكيل رابطتين بواسطة آلية التبادل، واحدة بواسطة آلية المانح والمستقبل): C≡O؛

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

- الخامس مركبات معقدة، رابطة كيميائية بين الذرة المركزية ومجموعات الليجند، على سبيل المثال، في رباعي هيدروكسيل الصوديوم Na الرابطة بين أيونات الألومنيوم والهيدروكسيد؛

- الخامس حمض النيتريك وأملاحه- النترات: HNO3، NaNO3، في بعض المركبات النيتروجينية الأخرى؛

- في جزيء الأوزون O3.

الخصائص الأساسية للروابط التساهمية

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

تعدد الروابط الكيميائية

تعدد الروابط الكيميائية - هذا عدد أزواج الإلكترونات المشتركة بين ذرتين في المركب. يمكن تحديد تعدد الرابطة بسهولة تامة من قيم الذرات التي تشكل الجزيء.

على سبيل المثال ، في جزيء الهيدروجين H 2 يكون تعدد الروابط 1، لأن يحتوي كل هيدروجين على إلكترون واحد فقط غير متزاوج في مستوى الطاقة الخارجي، وبالتالي يتكون زوج إلكترون مشترك واحد.

في جزيء الأكسجين O2، يكون تعدد الروابط هو 2، لأن تحتوي كل ذرة في مستوى الطاقة الخارجي على إلكترونين غير متزاوجين: O=O.

في جزيء النيتروجين N2، يكون عدد الروابط 3، لأن يوجد بين كل ذرة 3 إلكترونات غير متزاوجة على مستوى الطاقة الخارجي، وتشكل الذرات 3 أزواج إلكترونية مشتركة N≡N.

طول الرابطة التساهمية

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

يمكن تقدير طول الرابطة الكيميائية تقريبًا بواسطة نصف القطر الذريتشكيل رابطة، أو من خلال تعدد الاتصالات، إذا كانت أنصاف أقطار الذرات لا تختلف كثيرًا.

كلما زاد نصف قطر الذرات المكونة للرابطة، زاد طول الرابطة.

على سبيل المثال

ومع زيادة تعدد الروابط بين الذرات (التي لا يختلف نصف قطرها الذري أو يختلف قليلاً فقط)، فإن طول الرابطة سينخفض.

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

طاقة الاتصالات

مقياس قوة الرابطة الكيميائية هو طاقة الرابطة. طاقة الاتصالات تحددها الطاقة اللازمة لكسر الرابطة وإزالة الذرات المكونة لتلك الرابطة إلى مسافة كبيرة لا نهائية من بعضها البعض.

الرابطة التساهمية هي متينة للغاية.تتراوح طاقتها من عدة عشرات إلى عدة مئات من كيلوجول / مول. كلما زادت طاقة الرابطة، زادت قوة الرابطة، والعكس صحيح.

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

على سبيل المثال، في سلسلة المركبات HF، HCl، HBr من اليسار إلى اليمين، قوة الرابطة الكيميائية يتناقص، لأن يزيد طول الاتصال.

الرابطة الكيميائية الأيونية

الرابطة الأيونية هو رابطة كيميائية على أساس الجذب الكهروستاتيكي للأيونات.

الأيوناتتتشكل أثناء عملية قبول أو منح الإلكترونات بواسطة الذرات. على سبيل المثال، تحتوي ذرات جميع المعادن على إلكترونات ضعيفة من مستوى الطاقة الخارجي. ولذلك تتميز ذرات المعدن ب الخصائص التصالحية- القدرة على التبرع بالإلكترونات.

مثال. تحتوي ذرة الصوديوم على إلكترون واحد عند مستوى الطاقة 3. ومن خلال التخلص منها بسهولة، تشكل ذرة الصوديوم أيون Na + الأكثر استقرارًا، مع التكوين الإلكتروني للغاز النبيل النيون Ne. يحتوي أيون الصوديوم على 11 بروتونًا و10 إلكترونات فقط، وبالتالي فإن الشحنة الإجمالية للأيون هي -10+11 = +1:

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

مثال. تحتوي ذرة الكلور في مستوى طاقتها الخارجي على 7 إلكترونات. للحصول على تكوين ذرة الأرجون الخاملة المستقرة Ar، يحتاج الكلور إلى اكتساب إلكترون واحد. بعد إضافة إلكترون، يتكون أيون الكلور المستقر، الذي يتكون من إلكترونات. إجمالي شحنة الأيون هي -1:

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

ملحوظة:

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

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

دعونا تلخيص بصريا الفرق بين أنواع الروابط التساهمية والأيونية:

الرابطة الكيميائية المعدنية

اتصال معدني هو الاتصال الذي يتم تشكيله نسبيا الإلكترونات الحرةبين ايونات المعادن، تشكيل شعرية الكريستال.

توجد ذرات المعدن عادة على مستوى الطاقة الخارجي واحد إلى ثلاثة إلكترونات. إن نصف قطر ذرات المعدن، كقاعدة عامة، كبيرة - وبالتالي فإن ذرات المعدن، على عكس غير المعادن، تتخلى بسهولة عن إلكتروناتها الخارجية، أي. هي عوامل اختزال قوية

التفاعلات بين الجزيئات

بشكل منفصل، يجدر النظر في التفاعلات التي تنشأ بين الجزيئات الفردية في المادة - التفاعلات بين الجزيئات . التفاعلات بين الجزيئات هي نوع من التفاعل بين الذرات المحايدة التي لا تظهر فيها روابط تساهمية جديدة. تم اكتشاف قوى التفاعل بين الجزيئات بواسطة فان دير فالس عام 1869، وسميت باسمه قوات فان دار فالس. تنقسم قوات فان دير فالس إلى توجيه, تعريفي و مشتت . طاقة التفاعلات بين الجزيئات أقل بكثير من طاقة الروابط الكيميائية.

توجيه قوى الجذب تحدث بين الجزيئات القطبية (التفاعل ثنائي القطب ثنائي القطب). تحدث هذه القوى بين الجزيئات القطبية. التفاعلات الاستقرائية هو التفاعل بين جزيء قطبي وجزيء غير قطبي. يتم استقطاب الجزيء غير القطبي بسبب عمل الجزيء القطبي، مما يولد جاذبية كهروستاتيكية إضافية.

هناك نوع خاص من التفاعل بين الجزيئات هو الروابط الهيدروجينية. - هذه روابط كيميائية بين الجزيئات (أو داخل الجزيئات) تنشأ بين الجزيئات التي لها روابط تساهمية عالية القطبية - HF، H-O أو H-N. إذا كانت هناك مثل هذه الروابط في الجزيء، فسيكون هناك بين الجزيئات قوى جاذبة إضافية .

آلية التعليم الرابطة الهيدروجينية هي جزئيا كهروستاتيكية ومتقبلة للمانحين جزئيا. وفي هذه الحالة يكون زوج الإلكترون المتبرع هو ذرة عنصر سالب بقوة كهربية (F، O، N)، والمستقبل هو ذرات الهيدروجين المتصلة بهذه الذرات. تتميز الروابط الهيدروجينية بـ ركز في الفضاء و التشبع

يمكن الإشارة إلى الروابط الهيدروجينية بالنقاط: H ··· O. كلما زادت السالبية الكهربية للذرة المرتبطة بالهيدروجين، وصغر حجمها، كانت الرابطة الهيدروجينية أقوى. إنه نموذجي في المقام الأول للاتصالات الفلور مع الهيدروجين ، وكذلك بالنسبة الأكسجين والهيدروجين ، أقل النيتروجين مع الهيدروجين .

تحدث الروابط الهيدروجينية بين المواد التالية:

— فلوريد الهيدروجين HF(غاز، محلول فلوريد الهيدروجين في الماء - حمض الهيدروفلوريك)، ماء H2O (البخار والثلج والماء السائل):

— محلول الأمونيا والأمينات العضوية- بين الأمونيا وجزيئات الماء؛

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

يؤثر الارتباط الهيدروجيني على الخواص الفيزيائية والكيميائية للمواد. وبالتالي، فإن الجذب الإضافي بين الجزيئات يجعل من الصعب على المواد أن تغلي. المواد التي لها روابط هيدروجينية تظهر زيادة غير طبيعية في درجة الغليان.

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

الرابطة البسيطة (المفردة) أنواع الروابط في المركبات العضوية الحيوية.

اسم المعلمة	معنى
موضوع المقال:	الرابطة البسيطة (المفردة) أنواع الروابط في المركبات العضوية الحيوية.
الموضوع (الفئة الموضوعية)	كيمياء

الرابطة التساهمية. اتصال متعدد. الرابطة غير القطبية. اتصال قطبي.

إلكترونات التكافؤ. المداري الهجين (المهجن). طول الرابط

الكلمات الدالة.

خصائص الروابط الكيميائية في المركبات العضوية الحيوية

العطرية

محاضرة 1

الأنظمة المتصلة: دائرية ودورية.

1. خصائص الروابط الكيميائية في المركبات العضوية الحيوية. تهجين مدارات ذرة الكربون.

2. تصنيف الأنظمة المترافقة: غير حلقية ودورية.

3 أنواع من الاقتران: π، π و π، ص

4. معايير الاستقرار للأنظمة المزدوجة - "طاقة الاقتران"

5. أنظمة الاقتران غير الحلقية (غير الدورية) وأنواع الاقتران. الممثلون الرئيسيون (القلويات، الأحماض الكربوكسيلية غير المشبعة، فيتامين أ، كاروتين، اللايكوبين).

6. الأنظمة المترافقة الدورية. معايير العطرية. حكم هوكل. دور اقتران π-π-، π-ρ في تكوين الأنظمة العطرية.

7.المركبات العطرية الكربوهيدراتية: (البنزين، النفثالين، الأنثراسين، الفينانثرين، الفينول، الأنيلين، حمض البنزويك) - التركيب، تكوين النظام العطري.

8. المركبات العطرية الحلقية غير المتجانسة (بيريدين، بيريميدين، بيرول، بورين، إيميدازول، فوران، ثيوفين) - هيكل، ملامح تشكيل النظام العطري. تهجين مدارات الإلكترون لذرة النيتروجين أثناء تكوين مركبات عطرية مغايرة مكونة من خمسة وستة أعضاء.

9. الأهمية الطبية والبيولوجية للمركبات الطبيعية التي تحتوي على أنظمة الروابط المترافقة والعطرية.

المستوى الأولي للمعرفة لإتقان الموضوع (دورة الكيمياء المدرسية):

التكوينات الإلكترونية للعناصر (الكربون والأكسجين والنيتروجين والهيدروجين والكبريت والهالوجينات) ومفهوم "المداري" وتهجين المدارات والتوجه المكاني لمدارات عناصر الفترة 2. أنواع الروابط الكيميائية وخصائص تكوين العناصر الروابط التساهمية σ و π، والتغيرات في السالبية الكهربية للعناصر في الفترة والمجموعة، وتصنيف ومبادئ تسمية المركبات العضوية.

تتشكل الجزيئات العضوية من خلال روابط تساهمية. تنشأ الروابط التساهمية بين نواتين ذريتين بسبب زوج مشترك (مشترك) من الإلكترونات. تشير هذه الطريقة إلى آلية التبادل. تتشكل الروابط غير القطبية والقطبية.

تتميز الروابط غير القطبية بالتوزيع المتماثل لكثافة الإلكترون بين الذرتين اللتين تربطهما الرابطة.

تتميز الروابط القطبية بتوزيع غير متماثل (غير متساوٍ) لكثافة الإلكترون، حيث يتحول نحو ذرة أكثر سالبية كهربية.

سلسلة السالبية الكهربية (مكونة بترتيب تنازلي)

أ) العناصر: F > O > N > C1 > Br > I ~~ S > C > H

ب) ذرة الكربون: C (sp) > C (sp 2) > C (sp 3)

هناك نوعان من الروابط التساهمية: سيجما (σ) وبي (π).

في الجزيئات العضوية، تتشكل روابط سيجما (σ) بواسطة الإلكترونات الموجودة في المدارات الهجينة (المهجنة)، وتقع كثافة الإلكترون بين الذرات على الخط التقليدي لترابطها.

π السندات (روابط باي) تحدث عندما يتداخل مداران غير مهجنين. تقع محاورها الرئيسية بالتوازي مع بعضها البعض ومتعامدة على خط الرابطة σ. يسمى مزيج الروابط σ و π بالرابطة المزدوجة (المتعددة) ويتكون من زوجين من الإلكترونات. تتكون الرابطة الثلاثية من ثلاثة أزواج من الإلكترونات - رابط واحد σ واثنتان π (نادر جدًا في المركبات العضوية الحيوية).

σ - تشارك الروابط في تكوين الهيكل الجزيئي، وهي الروابط الرئيسية π - يمكن اعتبار الروابط إضافية ولكنها تعطي الجزيئات خواص كيميائية خاصة.

1.2. تهجين مدارات ذرة الكربون 6C

التكوين الإلكتروني للحالة غير المثيرة لذرة الكربون

يتم التعبير عنها بتوزيع الإلكترون 1s 2 2s 2 2p 2.

علاوة على ذلك، في المركبات العضوية الحيوية، وكذلك في معظم المواد غير العضوية، يكون تكافؤ ذرة الكربون أربعة.

يحدث انتقال أحد الإلكترونات 2s إلى مدار حر 2p. تنشأ حالات إثارة لذرة الكربون، مما يخلق إمكانية تكوين ثلاث حالات هجينة، تسمى C sp 3، C sp 2، C sp.

يتميز المدار الهجين بخصائص تختلف عن المدارات "النقية" s وp وd وهو "خليط" من نوعين أو أكثر من المدارات غير المهجنة.

المدارات الهجينة هي سمة للذرات فقط في الجزيئات.

تم تقديم مفهوم التهجين في عام 1931 من قبل ل. بولينج، الحائز على جائزة نوبل.

دعونا نفكر في موقع المدارات الهجينة في الفضاء.

ج ق ع 3 --- -- -- ---

في الحالة المثارة، تتشكل 4 مدارات هجينة مكافئة. موقع الروابط يتوافق مع اتجاه الزوايا المركزية لرباعي السطوح المنتظم؛ الزاوية بين أي رابطتين هي 109 0 28، .

في الألكانات ومشتقاتها (الكحولات، الألكانات الهالوقية، الأمينات)، تكون جميع ذرات الكربون والأكسجين والنيتروجين في نفس الحالة الهجينة sp 3. تشكل ذرة الكربون أربعة، وذرة النيتروجين ثلاثة، وذرة الأكسجين اثنتين تساهميتين σ - روابط. حول هذه الروابط، من الممكن الدوران الحر لأجزاء الجزيء بالنسبة لبعضها البعض.

في الحالة المثارة sp 2، تنشأ ثلاثة مدارات هجينة مكافئة، وتشكل الإلكترونات الموجودة عليها ثلاثة σ - الروابط التي تقع في نفس المستوى، الزاوية بين الروابط هي 120 0. تتشكل مدارات 2p غير مهجنة لذرتين متجاورتين π -اتصال. وهي تقع بشكل عمودي على المستوى الذي تقع فيه σ - روابط. ويسمى تفاعل الإلكترونات p في هذه الحالة "التداخل الجانبي". لا تسمح الرابطة المتعددة بالدوران الحر لأجزاء الجزيء حول نفسه. يصاحب الموضع الثابت لأجزاء الجزيء تكوين شكلين متصاوغين هندسيين مستويين يسمى: رابطة الدول المستقلة (رابطة الدول المستقلة) - وترانس (ترانس) - أيزومرات. (رابطة الدول المستقلة- خطوط العرض- من جهة، عبر خطوط العرض- خلال).

π -اتصال

الذرات المرتبطة برابطة مزدوجة تكون في حالة تهجين sp2 و

الموجودة في الألكينات، وهي مركبات عطرية، تشكل مجموعة الكربونيل

>C=O، مجموعة الآزوميثين (مجموعة إيمينو) -CH=N-

مع sp 2 - --- -- ---

تم توضيح الصيغة البنائية للمركب العضوي باستخدام هياكل لويس (يتم استبدال كل زوج من الإلكترونات بين الذرات بشرطة)

ج 2 ح 6 الفصل 3 - الفصل 3 ح ح

1.3. استقطاب الروابط التساهمية

تتميز الرابطة القطبية التساهمية بالتوزيع غير المتساوي لكثافة الإلكترون. للإشارة إلى اتجاه تحول كثافة الإلكترون، يتم استخدام صورتين تقليديتين.

القطبية σ – الرابطة. تتم الإشارة إلى تحول كثافة الإلكترون بواسطة سهم على طول خط الرابطة. يتم توجيه نهاية السهم نحو الذرة الأكثر سالبية كهربية. تتم الإشارة إلى ظهور الشحنات الموجبة والسالبة الجزئية باستخدام الحرف ʼʼ bʼʼ ʼʼ deltaʼʼ مع علامة الشحن المطلوبة.

ب + ب- ب+ ب + ب- ب + ب-

الفصل 3 -> ا<- Н СН 3 - >C1 CH 3 -> NH 2

الميثانول، كلورو ميثان، أمينوميثان (ميثيل أمين)

الرابطة القطبية π. تتم الإشارة إلى تحول كثافة الإلكترون بواسطة سهم نصف دائري (منحني) أعلى رابطة pi، ويتم توجيهه أيضًا نحو الذرة الأكثر سالبية كهربية. ()

ب + ب- ب+ ب-

ح 2 ج = يا CH 3 - ج === O

ميثانال |

CH 3 بروبانون -2

1. تحديد نوع تهجين ذرات الكربون والأكسجين والنيتروجين في المركبات A، B، C. قم بتسمية المركبات باستخدام قواعد تسمية IUPAC.

أ. CH 3 -CH 2 - CH 2 -OH B. CH 2 = CH - CH 2 - CH=O

ب. CH 3 - N H – C 2 H 5

2. قم بتدوين علامات تميز اتجاه الاستقطاب لجميع الروابط المشار إليها في المركبات (أ - د)

أ. CH 3 - ر ب. ج 2 ح 5 - O- ن ج. CH 3 -NH- ج 2 ح 5

G. C 2 H 5 – CH= O

الرابطة البسيطة (المفردة) أنواع الروابط في المركبات العضوية الحيوية. - المفهوم والأنواع. تصنيف وخصائص فئة "الرابطة البسيطة (المفردة). أنواع الروابط في المركبات العضوية الحيوية." 2017، 2018.

170762 0

تحتوي كل ذرة على عدد معين من الإلكترونات.

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

أرز. 1.

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

الرابطة الكيميائية هي القوة التي تربط بين ذرتين أو أيونات أو جزيئات أو أي مزيج منها.

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

النوع الأول من الاتصال هوأيوني اتصال

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

في هذه الحالة، تشكل الأنيونات والكاتيونات تكوينًا إلكترونيًا مستقرًا مع غلاف إلكتروني خارجي مملوء. تتشكل الروابط الأيونية النموذجية من الكاتيونات T ومجموعات II من النظام الدوري وأنيونات العناصر غير المعدنية من المجموعتين VI و VII (16 و 17 مجموعة فرعية، على التوالي، الكالكوجيناتو الهالوجينات). روابط المركبات الأيونية غير مشبعة وغير اتجاهية، لذا فهي تحتفظ بإمكانية التفاعل الكهروستاتيكي مع الأيونات الأخرى. في التين. يوضح الشكلان 2 و3 أمثلة على الروابط الأيونية المقابلة لنموذج كوسيل لنقل الإلكترون.

أرز. 2.

أرز. 3.الرابطة الأيونية في جزيء ملح الطعام (NaCl)

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

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

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

المحاليل المائية للأحماض تخضع لتفاعلات مميزة:

أ) مع أكاسيد المعادن - مع تكوين الملح والماء؛

ب) مع المعادن - مع تكوين الملح والهيدروجين؛

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

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

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

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

يتكون هذا الخليط المتوازن من زوجين مترافقين من الأحماض والقواعد:

1)ن.ح. 4+ و ن.ح. 3

2) حمض الهيدروكلوريكو Cl ‑

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

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

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

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

وبالتالي، يمكن أن يشكل الماء زوجين مترافقين:

1) ماء(حمض) و هو- (القاعدة المترافقة)

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

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

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

وبالتالي، فإن الخاصية المميزة للرابطة الأيونية هي الحركة الكاملة لإلكترونات الترابط إلى إحدى النوى. وهذا يعني أنه توجد بين الأيونات منطقة تكون فيها كثافة الإلكترون صفرًا تقريبًا.

النوع الثاني من الاتصال هوتساهمي اتصال

يمكن للذرات تكوين تكوينات إلكترونية مستقرة من خلال مشاركة الإلكترونات.

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

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

أرز. 4.رابطة تساهمية في جزيء Cl2.

تعد أنواع الروابط الأيونية والتساهمية حالتين متطرفتين للعديد من أنواع الروابط الكيميائية الموجودة، وفي الممارسة العملية تكون معظم الروابط متوسطة.

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

الرابطة التساهمية، بدورها، لديها تعديل آخر.

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

تين. 5.

كقاعدة عامة، في مركب معقد، تعمل ذرة المعدن كمستقبل لزوج الإلكترون؛ على العكس من ذلك، في الروابط الأيونية والتساهمية تكون ذرة المعدن مانحًا للإلكترون.

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

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

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

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

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

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

النوع الثالث من الاتصال هوثنائي القطب ثنائي القطب اتصال

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

وتعتمد قوة هذه التفاعلات على طبيعة الجزيئات.

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

أرز. 6.

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

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

ولذلك، تتحول الذرة إلى ثنائي القطب كبير.

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

الشكل 7.

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

الجدول 1.طاقة القوى بين الجزيئات

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

النوع الرابع من الاتصال هواتصال معدني

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

من مراجعة موجزة لأنواع الروابط، يصبح أحد التفاصيل واضحًا: إن المعلمة المهمة لذرة أو أيون المعدن - المانح للإلكترون، وكذلك الذرة - متقبل الإلكترون - هي ذرة المعدن أو الأيون. مقاس.

وبدون الخوض في التفاصيل، نلاحظ أن نصف قطر التساهمية للذرات، ونصف قطر الأيونات للمعادن، ونصف قطر فان دير فال للجزيئات المتفاعلة تزداد مع زيادة عددها الذري في مجموعات النظام الدوري. في هذه الحالة، تكون قيم نصف قطر الأيون هي الأصغر، وقيمة نصف قطر فان دير فالس هي الأكبر. كقاعدة عامة، عند الانتقال إلى أسفل المجموعة، يزداد نصف قطر جميع العناصر، سواء التساهمية أو فان دير فال.

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

المواد العضوية الحيوية الطبية. ج.ك. باراشكوف

إن القوى التي تربط الذرات ببعضها البعض هي ذات طبيعة كهربائية واحدة. ولكن بسبب الاختلافات في آلية تشكيل ومظاهر هذه القوى، يمكن أن تكون الروابط الكيميائية من أنواع مختلفة.

يميز ثلاثةرئيسي يكتبالتكافؤ الرابطة الكيميائية: تساهمية، أيونية ومعدنية.

وإلى جانبهم، فإن ما يلي له أهمية كبيرة وتوزيع: هيدروجينالاتصال الذي يمكن أن يكون التكافؤ و غير متكافئ, و غير متكافئ الرابطة الكيميائية - م بين الجزيئات (أو فان دير فال)،تشكيل روابط جزيئية صغيرة نسبيًا ومجموعات جزيئية ضخمة - هياكل نانوية فائقة وفوق الجزيئية.

الرابطة الكيميائية التساهمية (الذرية، القطبية المتجانسة) –

هذا تم تنفيذ الرابطة الكيميائية عام للذرات المتفاعلة واحد-ثلاثةأزواج من الإلكترونات .

هذا الاتصال هو ثنائي الإلكترونو مركزين(روابط 2 النوى الذرية).

وفي هذه الحالة تكون الرابطة التساهمية الأكثر شيوعًا والأكثر شيوعًا يكتب الرابطة الكيميائية التكافؤ في المركبات الثنائية – بين أ) ذرات اللافلزات و ب) ذرات الفلزات المذبذبة واللافلزات.

أمثلة: H-H (في جزيء الهيدروجين H 2)؛ أربعة روابط S-O (في SO 4 2- أيون)؛ ثلاث روابط Al-H (في جزيء AlH 3)؛ Fe-S (في جزيء FeS)، إلخ.

الخصائص الرابطة التساهمية - لها ركزو التشبع.

ركز - أهم خاصية للرابطة التساهمية، من

الذي يحدد بنية (التكوين والهندسة) للجزيئات والمركبات الكيميائية. يحدد الاتجاه المكاني للرابطة التساهمية التركيب الكيميائي والبلوري للمادة. الرابطة التساهمية موجهة دائمًا نحو أقصى تداخل للمدارات الذرية لإلكترونات التكافؤ تفاعل الذرات لتكوين سحابة إلكترونية مشتركة وأقوى رابطة كيميائية. ركز يتم التعبير عنها على شكل زوايا بين اتجاهات ترابط الذرات في جزيئات المواد المختلفة وبلورات المواد الصلبة.

التشبع هو خاصيةوهو ما يميز الرابطة التساهمية عن جميع أنواع التفاعلات الجزيئية الأخرى، ويتجلى في قدرة الذرات على تكوين عدد محدود من الروابط التساهميةحيث أن كل زوج من الإلكترونات الرابطة يتكون فقط التكافؤإلكترونات ذات دوران معاكس، وعددها في الذرة محدود التكافؤ، 1 - 8.وهذا يمنع استخدام نفس المدار الذري مرتين لتكوين رابطة تساهمية (مبدأ باولي).

التكافؤ هي قدرة الذرة على ربط أو استبدال عدد معين من الذرات الأخرى لتكوين روابط كيميائية تكافؤية.

وفقا لنظرية الدوران الرابطة التساهمية التكافؤ عازم عدد الإلكترونات غير المتزاوجة التي تمتلكها الذرة في حالتها الأرضية أو المثارة .

وهكذا لعناصر مختلفة القدرة على تكوين عدد معين من الروابط التساهمية يقتصر على تلقي الحد الأقصى لعدد الإلكترونات غير المتزاوجة في الحالة المثارة لذراتها.

حالة الذرة المثارة - هذه هي حالة الذرة مع الطاقة الإضافية الواردة من الخارج، مما يسبب تبخيرتشغل الإلكترونات المضادة المتوازية مدارًا ذريًا واحدًا، أي. انتقال أحد هذه الإلكترونات من الحالة المزدوجة إلى المدار الحر (الشاغر). نفس الشيء أو يغلق مستوى الطاقة.

على سبيل المثال، مخطط حشوة س-، ص-AOو التكافؤ (في)عند ذرة الكالسيوم سا خاصة و حالة حماس الأتى:

وتجدر الإشارة إلى أن الذرات مع روابط التكافؤ المشبعةيمكن أن تشكل روابط تساهمية إضافيةبواسطة متلقي مانح أو آلية أخرى (كما هو الحال، على سبيل المثال، في المركبات المعقدة).

الرابطة التساهمية ربماالقطبية والغير قطبي .

الرابطة التساهمية الغير قطبي , هلو إلكترونات التكافؤ المشتركة بالتساوي تتوزع بين نوى الذرات المتفاعلة، فإن منطقة تداخل المدارات الذرية (السحب الإلكترونية) تنجذب إلى النواتين بنفس القوة وبالتالي الحد الأقصى كثافة الإلكترون الإجمالية ليست متحيزة تجاه أي منها.

يحدث هذا النوع من الروابط التساهمية عندما يكون اثنان تطابقذرات العنصر . الرابطة التساهمية بين الذرات المتطابقة أيضا يسمى الذري أو هوموبولار .

القطبية اتصال ينشأ أثناء تفاعل ذرتين من العناصر الكيميائية المختلفة، إذا كانت إحدى الذرات بسبب قيمة أكبركهرسلبية يجذب إلكترونات التكافؤ بقوة أكبر، ومن ثم تنزاح كثافة الإلكترون الإجمالية بشكل أو بآخر نحو تلك الذرة.

في الرابطة القطبية، يكون احتمال العثور على إلكترون في نواة إحدى الذرات أعلى منه في الأخرى.

الخصائص النوعية للقطبية مجال الاتصالات -

الفرق النسبي في السالبية الكهربية (|‌‌‌‌‌‌‌‌‌∆OEO |)‌‌‌ متعلق ب الذرات : كلما كانت الرابطة أكبر، كلما كانت الرابطة التساهمية أكثر قطبية.

الخصائص الكمية للقطبية مجال الاتصالات،أولئك. قياس قطبية الرابطة والجزيء المعقد - عزم ثنائي القطب الكهربائي μ شارع. ، متساوي عملالشحنة الفعالة δ لكل طول ثنائي القطب l د : μ شارع. = δ ∙ ل د . وحدة μ شارع.- ديباي. 1 ديباي = 3,3.10 -30 سم.

ثنائي القطب الكهربائي - هو نظام محايد كهربائياً يتكون من شحنتين كهربائيتين متساويتين ومتقابلتين + δ و - δ .

عزم ثنائي الاقطاب (عزم ثنائي القطب الكهربائي μ شارع. ) – كمية ناقلات . ومن المقبول عموما ذلك اتجاه المتجه من (+) إلى (-) اعواد الكبريت مع اتجاه إزاحة المنطقة ذات الكثافة الإلكترونية الكلية(السحابة الإلكترونية الكلية) الذرات المستقطبة.

إجمالي عزم ثنائي القطب لجزيء متعدد الذرات معقد يعتمد على عدد الروابط القطبية فيها واتجاهها المكاني. وبالتالي، فإن تحديد لحظات ثنائي القطب يجعل من الممكن الحكم ليس فقط على طبيعة الروابط في الجزيئات، ولكن أيضًا على موقعها في الفضاء، أي. حول التكوين المكاني للجزيء.

مع زيادة فرق السالبية الكهربية | ‌‌‌‌‌‌‌‌‌∆OEO|‌‌‌ الذرات التي تشكل رابطة، يزداد عزم ثنائي القطب الكهربائي.

تجدر الإشارة إلى أن تحديد عزم ثنائي القطب للرابطة يعد مشكلة معقدة وليست قابلة للحل دائمًا (تفاعل الروابط، الاتجاه غير المعروف μ شارع.إلخ.).

طرق ميكانيكا الكم لوصف الروابط التساهمية – يشرح آلية تكوين الرابطة التساهمية.

أجراها دبليو هيتلر وإف لندن، الألمانية. العلماء (1927)، حساب توازن الطاقة لتشكيل رابطة تساهمية في جزيء الهيدروجين H2 جعل من الممكن صنعه خاتمة: طبيعة الرابطة التساهمية, مثل أي نوع آخر من الروابط الكيميائية، يكونالتفاعل الكهربائي الذي يحدث في ظل ظروف النظام المصغر لميكانيكا الكم.

لوصف آلية تكوين رابطة كيميائية تساهمية، استخدم طريقتان لميكانيكا الكم التقريبية :

سندات التكافؤ و المدارات الجزيئية – ليست حصرية، بل متكاملة.

2.1. طريقة رابطة التكافؤ (إم في إس أوأزواج الإلكترون المحلية ), اقترحه دبليو هيتلر وإف لندن في عام 1927، يعتمد على ما يلي أحكام :

1) الرابطة الكيميائية بين ذرتين تنتج من التداخل الجزئي للمدارات الذرية لتكوين كثافة إلكترونية مشتركة لزوج مشترك من الإلكترونات ذات دوران متقابل، أعلى من المناطق الأخرى من الفضاء حول كل نواة؛

2) تساهمية تتشكل الرابطة فقط عندما تتفاعل الإلكترونات ذات السبينات المضادة المتوازية، أي. مع أعداد الكم تدور المعاكس م س = + 1/2 ;

3) يتم تحديد خصائص الرابطة التساهمية (الطاقة، الطول، القطبية، وما إلى ذلك).منظر اتصالات (σ –, π –, δ –), درجة تداخل AO(كلما كانت أكبر كلما كانت الرابطة الكيميائية أقوى، أي كلما زادت طاقة الرابطة وقصر طولها). كهرسلبيةالذرات المتفاعلة

4) يمكن تكوين رابطة تساهمية على طول MBC بطريقتين (آليتين) ، مختلفة جوهريا، ولكن لها نفس النتيجة – مشاركة زوج من إلكترونات التكافؤ بين الذرتين المتفاعلتين: أ) التبادل، بسبب تداخل المدارات الذرية ذات الإلكترون الواحد مع دوران الإلكترون المعاكس، متى تساهم كل ذرة بإلكترون واحد لكل رابطة من أجل التداخل - يمكن أن تكون الرابطة إما قطبية أو غير قطبية، ب) المانح المتلقي، بسبب إلكترونين AO لذرة واحدة والمدار الحر (الشاغر) للأخرى، بواسطة إلى من توفر ذرة واحدة (المانحة) زوجًا من الإلكترونات في المدار في حالة مقترنة للترابط، وتوفر الذرة الأخرى (المستقبلة) مدارًا حرًا.في هذه الحالة، هناك ينشأ اتصال قطبي.

2.2. معقد مركبات (التنسيق)., العديد من الأيونات الجزيئية المعقدة،(الأمونيوم، رباعي هيدريد البورون، وما إلى ذلك) تتشكل في وجود رابطة بين المانح والمتقبل - وبخلاف ذلك، رابطة تنسيق.

على سبيل المثال، في تفاعل تكوين أيون الأمونيوم NH 3 + H + = NH 4 + يكون جزيء الأمونيا NH 3 هو المانح لزوج من الإلكترونات، والبروتون H + هو المستقبل.

في التفاعل BH 3 + H – = BH 4 – يتم لعب دور المانح لزوج الإلكترون بواسطة أيون الهيدريد H – والمستقبل هو جزيء هيدريد البورون BH 3، حيث يوجد AO شاغر.

تعدد الروابط الكيميائية. روابط σ -, π – , δ –.

يتم تحقيق الحد الأقصى من التداخل بين أنواع AOs المختلفة (مع إنشاء أقوى الروابط الكيميائية) عندما يكون لها اتجاه معين في الفضاء، وذلك بسبب اختلاف شكل سطح الطاقة الخاص بها.

يتم تحديد نوع AO واتجاه تداخلها σ -, π – , δ - روابط:

σ (سيجما) – اتصال – إنه دائما يااتصال بالدينار (بسيط). ، والذي يحدث عندما يكون هناك تداخل جزئي زوج واحد س -, ص س -, د - هيئة الأوراق الماليةعلى طول المحور , ربط النواة الذرات المتفاعلة.

السندات المفردة دائماًنكون σ - روابط.

اتصالات متعددة – π (بي) - (أيضًا δ (دلتا )-روابط)،مزدوج أو ثلاث مرات الروابط التساهمية تنفذ وفقا لذلكاثنين أوثلاثة أزواج الإلكترونات عندما تتداخل مداراتها الذرية.

π (بي) - اتصاليتم تنفيذها عند التداخل ر ذ -, ص ض - و د - هيئة الأوراق الماليةبواسطة جانبي المحور الذي يربط النوى الذرات, في طائرات متعامدة بشكل متبادل ;

δ (دلتا )- اتصاليحدث عندما يكون هناك تداخل اثنين من المدارات د تقع في طائرات متوازية .

الأكثر دواما من σ -, π – , δ - روابطيكون σ – السندات ، لكن π - اتصالات، فرضه على σ - السندات تشكل أقوى روابط متعددة: مزدوجة وثلاثية.

أي رابطة مزدوجة يضم واحد σ – و واحد π – روابط، ثلاثية - من واحدσ – و اثنينπ – روابط.

لا توجد ذرات معظم العناصر بشكل منفصل، حيث يمكنها التفاعل مع بعضها البعض. ينتج عن هذا التفاعل جسيمات أكثر تعقيدًا.

طبيعة الرابطة الكيميائية هي عمل القوى الكهروستاتيكية، وهي قوى التفاعل بين الشحنات الكهربائية. الإلكترونات والنوى الذرية لها مثل هذه الشحنات.

الإلكترونات الموجودة على المستويات الإلكترونية الخارجية (إلكترونات التكافؤ)، كونها الأبعد عن النواة، تتفاعل معها بشكل أضعف، وبالتالي تكون قادرة على الانفصال عن النواة. وهي مسؤولة عن ربط الذرات ببعضها البعض.

أنواع التفاعلات في الكيمياء

ويمكن عرض أنواع الروابط الكيميائية في الجدول التالي:

خصائص الرابطة الأيونية

التفاعل الكيميائي الذي يحدث بسبب الجذب الأيونيوجود شحنات مختلفة يسمى الأيونية. يحدث هذا إذا كانت الذرات المرتبطة بها لديها اختلاف كبير في السالبية الكهربية (أي القدرة على جذب الإلكترونات) ويذهب زوج الإلكترون إلى العنصر الأكثر سالبية كهربية. نتيجة نقل الإلكترونات من ذرة إلى أخرى هي تكوين جسيمات مشحونة - أيونات. ينشأ جاذبية بينهما.

لديهم أدنى مؤشرات السالبية الكهربية المعادن النموذجية، وأكبرها هي المعادن غير المعدنية. وبالتالي تتشكل الأيونات من خلال التفاعل بين المعادن النموذجية واللافلزات النموذجية.

تصبح ذرات الفلزات أيونات موجبة الشحنة (كاتيونات)، مانحة الإلكترونات إلى مستوياتها الإلكترونية الخارجية، وتستقبل اللافلزات الإلكترونات، وبالتالي تتحول إلى مشحون سلبياالأيونات (الأنيونات).

تنتقل الذرات إلى حالة طاقة أكثر استقرارًا، مكملة تكويناتها الإلكترونية.

الرابطة الأيونية غير اتجاهية وغير مشبعة، حيث أن التفاعل الكهروستاتيكي يحدث في جميع الاتجاهات، وبالتالي يمكن للأيون أن يجذب الأيونات ذات الإشارة المعاكسة في جميع الاتجاهات.

ترتيب الأيونات بحيث يوجد حول كل منها عدد معين من الأيونات المشحونة بشكل معاكس. مفهوم "الجزيء" للمركبات الأيونية لا معنى له.

أمثلة على التعليم

يرجع تكوين الرابطة في كلوريد الصوديوم (nacl) إلى انتقال الإلكترون من ذرة Na إلى ذرة Cl لتكوين الأيونات المقابلة:

نا 0 - 1 ه = نا + (كاتيون)

الكلورين 0 + 1 ه = الكلور - (أنيون)

في كلوريد الصوديوم، هناك ستة أنيونات كلوريد حول كاتيونات الصوديوم، وستة أيونات صوديوم حول كل أيون كلوريد.

عند حدوث التفاعل بين الذرات في كبريتيد الباريوم، تحدث العمليات التالية:

با 0 - 2 ه = با 2+

ق 0 + 2 ه = ق 2-

يتبرع Ba بإلكترونيه إلى الكبريت، مما يؤدي إلى تكوين أنيونات الكبريت S 2 وكاتيونات الباريوم Ba 2+.

الرابطة الكيميائية المعدنية

عدد الإلكترونات الموجودة في مستويات الطاقة الخارجية للمعادن صغير، ويمكن فصلها بسهولة عن النواة. ونتيجة لهذا الانفصال، يتم تشكيل أيونات المعادن والإلكترونات الحرة. وتسمى هذه الإلكترونات "غاز الإلكترون". تتحرك الإلكترونات بحرية في جميع أنحاء حجم المعدن وترتبط وتنفصل باستمرار عن الذرات.

هيكل المادة المعدنية هو كما يلي: الشبكة البلورية هي الهيكل العظمي للمادة، وبين عقدها يمكن للإلكترونات أن تتحرك بحرية.

ويمكن إعطاء الأمثلة التالية:

ملغ - 2e<->ملغ 2+

خدمات العملاء الإلكترونية<->خدمات العملاء +

كاليفورنيا - 2ه<->Ca2+

الحديد-3e<->الحديد 3+

تساهمية: قطبية وغير قطبية

النوع الأكثر شيوعًا من التفاعل الكيميائي هو الرابطة التساهمية. لا تختلف قيم السالبية الكهربية للعناصر المتفاعلة بشكل حاد، لذلك يحدث فقط تحول لزوج الإلكترون المشترك إلى ذرة أكثر سالبية كهربية.

يمكن تشكيل التفاعلات التساهمية عن طريق آلية التبادل أو آلية المانح والمتلقي.

وتتحقق آلية التبادل إذا كانت كل ذرة تحتوي على إلكترونات غير متزاوجة على المستويات الإلكترونية الخارجية ويؤدي تداخل المدارات الذرية إلى ظهور زوج من الإلكترونات ينتمي بالفعل إلى الذرتين. عندما يكون لإحدى الذرات زوج من الإلكترونات على المستوى الإلكتروني الخارجي، والأخرى لها مدار حر، فعند تداخل المدارات الذرية، يتم مشاركة زوج الإلكترونات ويتفاعل وفق آلية المانح والمستقبل.

وتنقسم التساهمية حسب التعدد إلى:

• بسيطة أو منفردة؛
• مزدوج؛
• ثلاث مرات.

تضمن الأزواج المزدوجة مشاركة زوجين من الإلكترونات في وقت واحد، وثلاثية - ثلاثة.

حسب توزيع كثافة الإلكترون (القطبية) بين الذرات المرتبطة، تنقسم الرابطة التساهمية إلى:

• الغير قطبي؛
• القطبية.

تتكون الرابطة غير القطبية من ذرات متماثلة، بينما تتكون الرابطة القطبية من اختلاف السالبية الكهربية.

ويسمى تفاعل الذرات ذات السالبية الكهربية المماثلة بالرابطة غير القطبية. لا ينجذب الزوج المشترك من الإلكترونات في مثل هذا الجزيء إلى أي من الذرتين، ولكنه ينتمي إلى كليهما بالتساوي.

تفاعل العناصر المختلفة في السالبية الكهربية يؤدي إلى تكوين روابط قطبية. في هذا النوع من التفاعل، تنجذب أزواج الإلكترونات المشتركة إلى العنصر الأكثر سالبية كهربية، لكنها لا تنتقل إليه بالكامل (أي لا يحدث تكوين الأيونات). ونتيجة لهذا التحول في كثافة الإلكترونات، تظهر شحنات جزئية على الذرات: كلما كانت الذرات ذات سالبية كهربية أكبر تكون لها شحنة سالبة، والأقل في سالبية كهربية تكون لها شحنة موجبة.

خصائص وخصائص التساهمية

الخصائص الرئيسية للرابطة التساهمية:

• يتم تحديد الطول من خلال المسافة بين نوى الذرات المتفاعلة.
• يتم تحديد القطبية من خلال إزاحة السحابة الإلكترونية نحو إحدى الذرات.
• الاتجاهية هي خاصية تكوين روابط موجهة في الفضاء، وبالتالي، جزيئات لها أشكال هندسية معينة.
• يتم تحديد التشبع من خلال القدرة على تكوين عدد محدود من الروابط.
• يتم تحديد الاستقطاب من خلال القدرة على تغيير القطبية تحت تأثير مجال كهربائي خارجي.
• الطاقة اللازمة لكسر الرابطة تحدد قوتها.

مثال على التفاعل التساهمي غير القطبي يمكن أن يكون جزيئات الهيدروجين (H2)، الكلور (Cl2)، الأكسجين (O2)، النيتروجين (N2) وغيرها الكثير.

H · + ·H → يحتوي جزيء H-H على رابطة غير قطبية واحدة،

O: + :O → O=O يحتوي الجزيء على جزيء غير قطبي مزدوج،

Ṅ: + Ṅ: → N≡N الجزيء ثلاثي غير قطبي.

تشمل أمثلة الروابط التساهمية للعناصر الكيميائية جزيئات ثاني أكسيد الكربون (CO2) وأول أكسيد الكربون (CO)، وكبريتيد الهيدروجين (H2S)، وحمض الهيدروكلوريك (HCL)، والماء (H2O)، والميثان (CH4)، وأكسيد الكبريت (SO2) و آخرين كثر .

في جزيء ثاني أكسيد الكربون، العلاقة بين ذرات الكربون والأكسجين هي علاقة قطبية تساهمية، لأن الهيدروجين الأكثر سالبية كهربية يجذب كثافة الإلكترونات. يحتوي الأكسجين على إلكترونين غير متزاوجين في غلافه الخارجي، بينما يمكن للكربون توفير أربعة إلكترونات تكافؤ لتشكيل التفاعل. ونتيجة لذلك، تتشكل روابط مزدوجة ويبدو الجزيء كما يلي: O=C=O.

من أجل تحديد نوع الرابطة في جزيء معين، يكفي النظر في الذرات المكونة لها. تشكل المواد المعدنية البسيطة رابطة معدنية، وتشكل المعادن مع اللافلزات رابطة أيونية، وتشكل المواد اللافلزية البسيطة رابطة تساهمية غير قطبية، وتتكون الجزيئات التي تتكون من لافلزات مختلفة من خلال رابطة تساهمية قطبية.