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 ورابطة كيميائية واحدة من H–H. 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 عدد الروابط 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 الطاقة الخارجي لها 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 + 1ه = +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 عن 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 - لذلك، 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.

حيث تخلت إحدى الذرات عن إلكترون وأصبحت كاتيونًا، وقبلت الذرة الأخرى إلكترونًا وأصبحت أنيونًا.

تحدد الخصائص المميزة للرابطة التساهمية - الاتجاهية والتشبع والقطبية والاستقطاب - الخواص الكيميائية والفيزيائية للمركبات.

يتم تحديد اتجاه الاتصال من خلال التركيب الجزيئي للمادة والشكل الهندسي لجزيئها. تسمى الزوايا الموجودة بين رابطتين زوايا الرابطة.

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

ترجع قطبية الرابطة إلى التوزيع غير المتكافئ لكثافة الإلكترون بسبب الاختلافات في السالبية الكهربية للذرات. وعلى هذا الأساس تنقسم الروابط التساهمية إلى غير قطبية وقطبية (غير قطبية - جزيء ثنائي الذرة يتكون من ذرات متطابقة (H2، Cl2، N2) وتتوزع السحب الإلكترونية لكل ذرة بشكل متناظر بالنسبة لهذه الذرات قطبي - يتكون الجزيء ثنائي الذرة من ذرات عناصر كيميائية مختلفة، وتتحرك السحابة الإلكترونية العامة نحو إحدى الذرات، مما يشكل عدم تناسق في توزيع الشحنة الكهربائية في الجزيء، مما يولد عزم ثنائي القطب للجزيء).

يتم التعبير عن قابلية استقطاب الرابطة بإزاحة إلكترونات الرابطة تحت تأثير مجال كهربائي خارجي، بما في ذلك مجال جسيم متفاعل آخر. يتم تحديد الاستقطاب من خلال حركة الإلكترون. تحدد قطبية الروابط التساهمية وقابليتها للاستقطاب تفاعل الجزيئات تجاه الكواشف القطبية.

ومع ذلك، أشار L. Pauling، الحائز على جائزة نوبل مرتين، إلى أنه "في بعض الجزيئات توجد روابط تساهمية بسبب إلكترون واحد أو ثلاثة إلكترونات بدلاً من زوج مشترك". يتم إنشاء رابطة كيميائية ذات إلكترون واحد في أيون الهيدروجين الجزيئي H 2 +.

يحتوي أيون الهيدروجين الجزيئي H2+ على بروتونين وإلكترون واحد. يعوض الإلكترون الوحيد في النظام الجزيئي التنافر الكهروستاتيكي للبروتونين ويحملهما على مسافة 1.06 Å (طول الرابطة الكيميائية H 2 +). يقع مركز كثافة الإلكترون للسحابة الإلكترونية للنظام الجزيئي على مسافة متساوية من كلا البروتونين عند نصف قطر بور α 0 =0.53 A وهو مركز تناظر أيون الهيدروجين الجزيئي H 2 + .

يوتيوب الموسوعي

• 1 / 5

  تتكون الرابطة التساهمية من زوج من الإلكترونات المشتركة بين ذرتين، ويجب أن تشغل هذه الإلكترونات مدارين مستقرين، واحد من كل ذرة.

  أ + + ب → أ: ب

  نتيجة للتنشئة الاجتماعية، تشكل الإلكترونات مستوى طاقة ممتلئ. يتم تشكيل الرابطة إذا كان إجمالي طاقتها عند هذا المستوى أقل مما كانت عليه في الحالة الأولية (ولن يكون الفرق في الطاقة أكثر من طاقة الرابطة).

  وفقًا لنظرية المدارات الجزيئية، فإن تداخل مدارين ذريين يؤدي، في أبسط الحالات، إلى تكوين مدارين جزيئيين (MO): ربط موو مكافحة ملزمة (تخفيف) MO. توجد الإلكترونات المشتركة على رابطة الطاقة المنخفضة MO.

  تكوين السندات أثناء إعادة تركيب الذرات

  ومع ذلك، ظلت آلية التفاعل بين الذرات غير معروفة لفترة طويلة. فقط في عام 1930 قدم ف. لندن مفهوم جذب التشتت - التفاعل بين ثنائيات القطب اللحظية والمستحثة (المستحثة). حاليًا، تسمى قوى التجاذب الناتجة عن التفاعل بين ثنائيات الأقطاب الكهربائية المتقلبة للذرات والجزيئات "قوى لندن".

  تتناسب طاقة مثل هذا التفاعل طرديًا مع مربع الاستقطاب الإلكتروني α وتتناسب عكسيًا مع المسافة بين ذرتين أو جزيئين إلى القوة السادسة.

  تكوين السندات من خلال آلية المانحين والمتقبلين

  بالإضافة إلى الآلية المتجانسة لتكوين الرابطة التساهمية الموضحة في القسم السابق، هناك آلية غير متجانسة - تفاعل الأيونات المشحونة بشكل معاكس - البروتون H + وأيون الهيدروجين السالب H -، تسمى أيون الهيدريد:

  ح + + ح - → ح 2

  مع اقتراب الأيونات، تنجذب السحابة ثنائية الإلكترون (زوج الإلكترون) لأيون الهيدريد إلى البروتون وتصبح في النهاية مشتركة بين نواتي الهيدروجين، أي أنها تتحول إلى زوج إلكترونات مرتبط. يسمى الجسيم الذي يزود زوج الإلكترونات بالمانح، ويسمى الجسيم الذي يقبل زوج الإلكترون هذا بالمستقبل. تسمى هذه الآلية لتكوين الرابطة التساهمية المتلقي المانح.

  ح + + ح 2 يا → ح 3 يا +

  يهاجم البروتون زوج الإلكترون الوحيد لجزيء الماء ويشكل كاتيونًا مستقرًا موجودًا في المحاليل المائية للأحماض.

  وبالمثل، يتم إضافة بروتون إلى جزيء الأمونيا لتكوين كاتيون أمونيوم معقد:

  NH 3 + H + → NH 4 +

  وبهذه الطريقة (وفقًا لآلية تكوين الرابطة التساهمية بين المانح والمتقبل) يتم الحصول على فئة كبيرة من مركبات الأونيوم، والتي تشمل الأمونيوم والأوكسونيوم والفوسفونيوم والسلفونيوم ومركبات أخرى.

  يمكن لجزيء الهيدروجين أن يعمل كمتبرع لزوج من الإلكترونات، والذي يؤدي عند ملامسته للبروتون إلى تكوين أيون الهيدروجين الجزيئي H 3 +:

  ح 2 + ح + → ح 3 +

  ينتمي زوج الإلكترون المترابط لأيون الهيدروجين الجزيئي H 3 + إلى ثلاثة بروتونات في وقت واحد.

  أنواع الروابط التساهمية

  هناك ثلاثة أنواع من الروابط الكيميائية التساهمية، تختلف في آلية تكوينها:

  1. رابطة تساهمية بسيطة. لتكوينها، توفر كل ذرة إلكترونًا واحدًا غير متزاوج. عندما تتشكل رابطة تساهمية بسيطة، تظل الشحنات الرسمية للذرات دون تغيير.

  • إذا كانت الذرات التي تشكل رابطة تساهمية بسيطة هي نفسها، فإن الشحنات الحقيقية للذرات في الجزيء هي أيضًا نفسها، لأن الذرات التي تشكل الرابطة تمتلك بالتساوي زوجًا إلكترونيًا مشتركًا. يسمى هذا الاتصال الرابطة التساهمية اللاقطبية. المواد البسيطة لها مثل هذا الارتباط، على سبيل المثال: 2، 2، 2. ولكن ليس فقط اللافلزات من نفس النوع يمكنها تشكيل رابطة تساهمية غير قطبية. يمكن أيضًا للعناصر غير المعدنية التي تكون سالبيتها الكهربية متساوية في الأهمية أن تشكل رابطة تساهمية غير قطبية، على سبيل المثال، في جزيء PH 3 تكون الرابطة تساهمية غير قطبية، نظرًا لأن EO للهيدروجين يساوي EO للفوسفور.
  • إذا كانت الذرات مختلفة، فإن درجة امتلاك زوج مشترك من الإلكترونات تتحدد بالاختلاف في السالبية الكهربية للذرات. تجذب الذرة ذات السالبية الكهربية الأكبر زوجًا من الإلكترونات الرابطة بقوة أكبر نحو نفسها، وتصبح شحنتها الحقيقية سالبة. وبالتالي فإن الذرة ذات السالبية الكهربية المنخفضة تكتسب شحنة موجبة بنفس الحجم. إذا تم تكوين مركب بين اثنين من اللافلزات المختلفة، فإن هذا المركب يسمى الرابطة القطبية التساهمية.

  يوجد في جزيء الإيثيلين C 2 H 4 رابطة مزدوجة CH 2 = CH 2، صيغتها الإلكترونية: H:C::C:H. تقع نوى جميع ذرات الإيثيلين في نفس المستوى. تشكل السحب الإلكترونية الثلاثة لكل ذرة كربون ثلاث روابط تساهمية مع ذرات أخرى في نفس المستوى (بزوايا بينها حوالي 120 درجة). تقع سحابة إلكترون التكافؤ الرابع لذرة الكربون أعلى وأسفل مستوى الجزيء. تشكل هذه السحب الإلكترونية المكونة من ذرات الكربون، والتي تتداخل جزئيًا فوق وتحت مستوى الجزيء، رابطة ثانية بين ذرات الكربون. تسمى الرابطة التساهمية الأولى الأقوى بين ذرات الكربون بالرابطة σ؛ تسمى الرابطة التساهمية الثانية الأضعف π (\displaystyle \pi )- تواصل.

  في جزيء الأسيتيلين الخطي

  N-S≡S-N (N: S::: S: N)

  توجد روابط σ بين ذرات الكربون والهيدروجين، ورابطة σ واحدة بين ذرتين من ذرات الكربون واثنتين π (\displaystyle \pi )- الروابط بين ذرات الكربون نفسها . اثنين π (\displaystyle \pi )تقع الروابط فوق مجال عمل الرابطة σ في طائرتين متعامدتين بشكل متبادل.

  جميع ذرات الكربون الستة لجزيء البنزين الحلقي C 6 H 6 تقع في نفس المستوى. توجد روابط σ بين ذرات الكربون في مستوى الحلقة؛ كل ذرة كربون لها نفس الروابط مع ذرات الهيدروجين. تنفق ذرات الكربون ثلاثة إلكترونات لتكوين هذه الروابط. توجد سحب من إلكترونات التكافؤ الرابع من ذرات الكربون، على شكل أرقام ثمانية، بشكل عمودي على مستوى جزيء البنزين. وتتداخل كل سحابة من هذه السحابة بالتساوي مع السحب الإلكترونية لذرات الكربون المجاورة. في جزيء البنزين، وليس ثلاثة منفصلة π (\displaystyle \pi )-اتصالات، ولكن واحدة π (\displaystyle \pi) المواد العازلة أو أشباه الموصلات. الأمثلة النموذجية للبلورات الذرية (الذرات التي ترتبط ببعضها البعض عن طريق الروابط التساهمية (الذرية)) هي

  روابط متعددة (ثنائية وثلاثية).

  ترتبط الذرات في العديد من الجزيئات بروابط ثنائية وثلاثية:

  تعود إمكانية تكوين روابط متعددة إلى الخصائص الهندسية للمدارات الذرية. تشكل ذرة الهيدروجين رابطةها الكيميائية الوحيدة بمشاركة مدار التكافؤ 5، الذي له شكل كروي. الذرات المتبقية، بما في ذلك ذرات عناصر الكتلة 5، لها مدارات تكافؤ p لها اتجاه مكاني على طول محاور الإحداثيات.

  في جزيء الهيدروجين، يتم تنفيذ الرابطة الكيميائية بواسطة زوج من الإلكترونات، حيث تتركز سحابته بين النوى الذرية. تسمى السندات من هذا النوع بالسندات st (أ - اقرأ "سيجما"). يتم تشكيلها من خلال التداخل المتبادل بين المدارات 5 و ir (الشكل 6.3).

  
  

  أرز. 63

  ولا يوجد مكان بين الذرات لزوج آخر من الإلكترونات. كيف إذن يتم تشكيل الروابط المزدوجة وحتى الثلاثية؟ من الممكن أن تتداخل السحب الإلكترونية المتعامدة مع المحور الذي يمر عبر مراكز الذرات (الشكل 6.4). إذا كان محور الجزيء محاذيًا للإحداثيات س صثم يتم توجيه المدارات بشكل عمودي عليها plfو ص 2.التداخل الزوجي روو ص 2تعطي مدارات ذرتين روابط كيميائية، حيث تتركز كثافة الإلكترون بشكل متناظر على جانبي محور الجزيء. يطلق عليهم اتصالات l.

  إذا كانت الذرات روو/أو ص 2تحتوي المدارات على إلكترونات غير متزاوجة، وتتشكل رابطة أو اثنتين من الروابط n. وهذا ما يفسر إمكانية وجود روابط مزدوجة (a+z) وثلاثية (a+z+z). أبسط جزيء له رابطة مزدوجة بين الذرات هو جزيء هيدروكربون الإيثيلين C 2 H 4 . في التين. يوضح الشكل 6.5 سحابة روابط r في هذا الجزيء، ويتم الإشارة إلى روابط c بشكل تخطيطي بواسطة شرطات. يتكون جزيء الإيثيلين من ست ذرات. ربما يتبادر إلى ذهن القراء أن الرابطة المزدوجة بين الذرات ممثلة في جزيء أكسجين ثنائي الذرة أبسط (0 = 0). في الواقع، التركيب الإلكتروني لجزيء الأكسجين أكثر تعقيدًا، ولا يمكن تفسير بنيته إلا على أساس الطريقة المدارية الجزيئية (انظر أدناه). مثال على أبسط جزيء ذو رابطة ثلاثية هو النيتروجين. في التين. يوضح الشكل 6.6 الروابط n في هذا الجزيء؛ وتوضح النقاط أزواج الإلكترون الوحيدة للنيتروجين.

  
  

  أرز. 6.4.

  
  

  أرز. 6.5.

  

  أرز. 6.6.

  عندما تتشكل روابط n، تزداد قوة الجزيئات. للمقارنة، دعونا نأخذ بعض الأمثلة.

  وبالنظر إلى الأمثلة المذكورة، يمكننا استخلاص الاستنتاجات التالية:

  • - تزداد قوة (طاقة) الرابطة مع زيادة تعدد الرابطة؛
  • - باستخدام مثال الهيدروجين والفلور والإيثان، من الممكن أيضًا التأكد من أن قوة الرابطة التساهمية لا يتم تحديدها فقط من خلال التعددية، ولكن أيضًا من خلال طبيعة الذرات التي نشأت بينها هذه الرابطة.

  ومن المعروف في الكيمياء العضوية أن الجزيئات ذات الروابط المتعددة تكون أكثر تفاعلاً من ما يسمى بالجزيئات المشبعة. ويصبح السبب في ذلك واضحا عند النظر في شكل السحب الإلكترونية. تتركز السحب الإلكترونية للروابط A بين نوى الذرات وتكون محمية (محمية) بها من تأثير الجزيئات الأخرى. في حالة الاقتران n، لا تكون السحب الإلكترونية محمية بالنوى الذرية ويتم إزاحتها بسهولة أكبر عندما تقترب الجزيئات المتفاعلة من بعضها البعض. وهذا يسهل إعادة الترتيب والتحول اللاحق للجزيئات. الاستثناء بين جميع الجزيئات هو جزيء النيتروجين، الذي يتميز بقوة عالية جدًا وتفاعلية منخفضة للغاية. ولذلك فإن النيتروجين سيكون المكون الرئيسي للغلاف الجوي.

  الرابطة الكيميائية التساهميةيحدث في الجزيئات بين الذرات بسبب تكوين أزواج الإلكترون المشتركة. يمكن فهم نوع الرابطة التساهمية على أنه آلية تكوينها وقطبية الرابطة. وبشكل عام يمكن تصنيف الروابط التساهمية على النحو التالي:

  • وفقا لآلية التكوين، يمكن تشكيل الرابطة التساهمية عن طريق آلية التبادل أو المانح والمتقبل.
  • من حيث القطبية، يمكن أن تكون الرابطة التساهمية غير قطبية أو قطبية.
  • من حيث التعدد، يمكن أن تكون الرابطة التساهمية مفردة أو مزدوجة أو ثلاثية.

  وهذا يعني أن الرابطة التساهمية في الجزيء لها ثلاث خصائص. على سبيل المثال، في جزيء كلوريد الهيدروجين (HCl)، تتشكل رابطة تساهمية بواسطة آلية التبادل وهي قطبية ومفردة. في كاتيون الأمونيوم (NH 4 +)، تتشكل الرابطة التساهمية بين الأمونيا (NH 3) وكاتيون الهيدروجين (H +) وفقًا لآلية المانح والمستقبل، بالإضافة إلى أن هذه الرابطة قطبية ومفردة. وفي جزيء النيتروجين (ن2) تتكون الرابطة التساهمية وفق آلية التبادل وهي غير قطبية وثلاثية.

  في آلية التبادلفي تكوين الرابطة التساهمية، تحتوي كل ذرة على إلكترون حر (أو عدة إلكترونات). تشكل الإلكترونات الحرة من ذرات مختلفة أزواجًا على شكل سحابة إلكترونية مشتركة.

  في آلية المانح والمتلقيعند تكوين رابطة تساهمية، تحتوي إحدى الذرات على زوج إلكترون حر والأخرى تحتوي على مدار فارغ. الأول (المانح) يعطي الزوج للاستخدام المشترك مع الثاني (المتقبل). لذا، في كاتيون الأمونيوم، يحتوي النيتروجين على زوج وحيد، بينما يحتوي أيون الهيدروجين على مدار فارغ.

  الرابطة التساهمية اللاقطبيةتتشكل بين ذرات نفس العنصر الكيميائي. لذا، في جزيئات الهيدروجين (H 2)، والأكسجين (O 2) وغيرها، تكون الرابطة غير قطبية. وهذا يعني أن زوج الإلكترون المشترك ينتمي بالتساوي إلى كلتا الذرتين، حيث أن لهما نفس السالبية الكهربية.

  الرابطة التساهمية القطبيةتتشكل بين ذرات العناصر الكيميائية المختلفة. ذرة أكثر سالبية كهربية تزيح زوجًا من الإلكترونات تجاه نفسها. كلما زاد الفرق في السالبية الكهربية بين الذرات، زاد عدد الإلكترونات المزاحة وأصبحت الرابطة أكثر قطبية. لذلك في CH 4، فإن إزاحة أزواج الإلكترونات المشتركة من ذرات الهيدروجين إلى ذرات الكربون ليست كبيرة جدًا، لأن الكربون ليس أكثر سالبية كهربية من الهيدروجين. ومع ذلك، في فلوريد الهيدروجين تكون الرابطة HF قطبية للغاية لأن الفرق في السالبية الكهربية بين الهيدروجين والفلور كبير.

  رابطة تساهمية واحدةتتشكل عندما تتشارك الذرات بزوج واحد من الإلكترونات مزدوج- إذا كان اثنان، ثلاثية- إذا ثلاثة. مثال على الرابطة التساهمية الواحدة يمكن أن يكون جزيئات الهيدروجين (H 2)، كلوريد الهيدروجين (HCl). مثال على الرابطة التساهمية المزدوجة هو جزيء الأكسجين (O2)، حيث تحتوي كل ذرة أكسجين على إلكترونين غير متزاوجين. مثال على الرابطة التساهمية الثلاثية هو جزيء النيتروجين (N 2).