مقدمة في الكيمياء العامة. شبكة كريستال معدنية

محاضرة للمعلمين

يمكن تعريف الرابطة الكيميائية (المشار إليها فيما بعد بالرابطة) على أنها تفاعل ذرتين أو أكثر، ونتيجة لذلك يتم تشكيل نظام مجهري متعدد الذرات مستقر كيميائيًا (جزيء، بلوري، معقد، وما إلى ذلك).

يحتل مبدأ الترابط مكانة مركزية في الكيمياء الحديثة، حيث أن الكيمياء في حد ذاتها تبدأ حيث تنتهي الذرة المعزولة ويبدأ الجزيء. في جوهرها، يتم تحديد جميع خصائص المواد من خلال خصائص الروابط فيها. والفرق الرئيسي بين الرابطة الكيميائية والأنواع الأخرى من التفاعلات بين الذرات هو أن تكوينها يتحدد بالتغير في حالة الإلكترونات في الجزيء مقارنة بالذرات الأصلية.

يجب أن توفر نظرية الاتصال إجابات لعدد من الأسئلة. لماذا تتشكل الجزيئات؟ لماذا تتفاعل بعض الذرات بينما لا تتفاعل أخرى؟ لماذا تتجمع الذرات بنسب معينة؟ لماذا يتم ترتيب الذرات بطريقة معينة في الفضاء؟ وأخيرًا، من الضروري حساب طاقة الرابطة وطولها وخصائصها الكمية الأخرى. ينبغي اعتبار توافق المفاهيم النظرية مع البيانات التجريبية معيارًا لحقيقة النظرية.

هناك طريقتان رئيسيتان لوصف التواصل تسمح لك بالإجابة على الأسئلة المطروحة. هذه هي طرق روابط التكافؤ (BC) والمدارات الجزيئية (MO). الأول هو أكثر بصرية وبسيطة. والثاني أكثر صرامة وعالمية. ونظرًا لمزيد من الوضوح، سيكون التركيز هنا على طريقة BC.

تسمح لنا ميكانيكا الكم بوصف الاتصال بناءً على القوانين الأكثر عمومية. على الرغم من وجود خمسة أنواع من الروابط (التساهمية، والأيونية، والمعدنية، والهيدروجينية، وروابط التفاعل بين الجزيئات)، إلا أن الرابطة موحدة في طبيعتها، كما أن الاختلافات بين أنواعها نسبية. جوهر التواصل هو في تفاعل كولوم، في وحدة الأضداد - الجذب والتنافر. إن تقسيم الاتصال إلى أنواع والاختلاف في طرق وصفه لا يشير إلى تنوع الاتصال، بل إلى قلة المعرفة به في المرحلة الحالية من تطور العلم.

ستغطي هذه المحاضرة موضوعات مثل طاقة الروابط الكيميائية، النموذج الميكانيكي الكمي للروابط التساهمية، آليات التبادل والمتلقي والمانح لتكوين الروابط التساهمية، الإثارة الذرية، تعدد الروابط، تهجين المدارات الذرية، السالبية الكهربية للعناصر وقطبية الروابط التساهمية، المفهوم. الطريقة المدارية الجزيئية، والترابط الكيميائي في البلورات.

طاقة الروابط الكيميائية

وفقا لمبدأ الطاقة الأقل، يجب أن تنخفض الطاقة الداخلية للجزيء مقارنة بمجموع الطاقات الداخلية للذرات التي تشكله. تشمل الطاقة الداخلية للجزيء مجموع طاقات تفاعل كل إلكترون مع كل نواة، وكل إلكترون مع كل إلكترون آخر، وكل نواة مع كل نواة أخرى. يجب أن يسود الجذب على النفور.

أهم ما يميز الرابطة هو الطاقة التي تحدد قوتها. يمكن أن يكون مقياس قوة الرابطة هو مقدار الطاقة المستهلكة في كسرها (طاقة تفكك الرابطة) والقيمة التي، عند جمعها على جميع الروابط، تعطي طاقة تكوين جزيء من الذرات الأولية. إن طاقة كسر الرابطة تكون دائمًا إيجابية. طاقة تكوين الرابطة هي نفسها في الحجم، ولكن لها إشارة سلبية.

بالنسبة للجزيء ثنائي الذرة، تكون طاقة الارتباط مساوية عدديًا لطاقة تفكك الجزيء إلى ذرات وطاقة تكوين الجزيء من الذرات. على سبيل المثال، طاقة الربط في جزيء HBr تساوي كمية الطاقة المنطلقة في العملية H + Br = HBr. من الواضح أن طاقة الارتباط لـ HBr أكبر من كمية الطاقة المنطلقة أثناء تكوين HBr من الهيدروجين الجزيئي الغازي والبروم السائل:

1/2H2 (جم) + 1/2Br2 (لتر) = HBr (جم)،

على قيمة الطاقة لتبخر 1/2 مول Br 2 وعلى قيمة الطاقة لتحلل 1/2 مول H 2 و1/2 مول Br 2 إلى ذرات حرة.

نموذج ميكانيكا الكم للرابطة التساهمية باستخدام طريقة رابطة التكافؤ باستخدام مثال جزيء الهيدروجين

في عام 1927، تم حل معادلة شرودنغر لجزيء الهيدروجين من قبل الفيزيائيين الألمان دبليو هيتلر وإف لندن. وكانت هذه أول محاولة ناجحة لتطبيق ميكانيكا الكم لحل مشاكل الاتصال. لقد وضع عملهم الأسس لطريقة روابط التكافؤ، أو مخططات التكافؤ (VS).

يمكن عرض نتائج الحساب بيانيا في شكل اعتماد قوى التفاعل بين الذرات (الشكل 1، أ) وطاقة النظام (الشكل 1، ب) على المسافة بين نوى ذرات الهيدروجين. سنضع نواة إحدى ذرات الهيدروجين عند أصل الإحداثيات، ونقرب نواة الثانية من نواة ذرة الهيدروجين الأولى على طول محور الإحداثيات. إذا كان دوران الإلكترون غير متوازي، فإن قوى التجاذب (انظر الشكل 1، أ، المنحنى I) والقوى التنافرية (المنحنى II) ستزداد. يتم تمثيل نتيجة هذه القوى بالمنحنى III. في البداية، تسود قوى الجذب، ثم قوى التنافر. عندما تصبح المسافة بين النوى تساوي r 0 = 0.074 نانومتر، تتم موازنة قوة التجاذب مع القوة التنافرية. يتوافق توازن القوى مع الحد الأدنى من طاقة النظام (انظر الشكل 1، ب، المنحنى IV)، وبالتالي الحالة الأكثر استقرارًا. يمثل عمق "البئر المحتملة" طاقة الرابطة E 0 H – H في جزيء H 2 عند الصفر المطلق. هو 458 كيلوجول / مول. ومع ذلك، في درجات الحرارة الحقيقية، يتطلب كسر الروابط طاقة أقل قليلًا E H–H، والتي عند 298 كلفن (25 درجة مئوية) تساوي 435 كيلوجول/مول. الفرق بين هذه الطاقات في جزيء H2 هو طاقة اهتزازات ذرات الهيدروجين (E Coll = E0 H–H – E H–H = 458 – 435 = 23 كيلوجول/مول).

أرز. 1. اعتماد قوى التفاعل بين الذرات (أ) وطاقة النظام (ب)
على المسافة بين نوى الذرات في جزيء H2

عندما تقترب ذرتان هيدروجين تحتويان على إلكترونات ذات دوران متوازي من بعضها البعض، فإن طاقة النظام تزداد باستمرار (انظر الشكل 1، ب، المنحنى V) ولا تتشكل رابطة.

وهكذا، قدمت الحسابات الميكانيكية الكمومية تفسيرا كميا للاتصال. إذا كان لزوج من الإلكترونات دوران معاكس، فإن الإلكترونات تتحرك في مجال النواتين. تظهر بين النوى منطقة ذات كثافة عالية من السحابة الإلكترونية - وهي شحنة سالبة زائدة تجذب النوى المشحونة بشكل إيجابي. من الحساب الميكانيكي الكمي اتبع الأحكام التي تشكل أساس طريقة VS:

1. سبب الاتصال هو التفاعل الكهروستاتيكي بين النوى والإلكترونات.
2. تتكون الرابطة من زوج من الإلكترونات يدور بشكل عكسي.
3. تشبع السندات يرجع إلى تكوين أزواج الإلكترون.
4. تتناسب قوة الاتصال مع درجة تداخل السحب الإلكترونية.
5. يرجع اتجاه الاتصال إلى تداخل السحب الإلكترونية في المنطقة ذات الكثافة الإلكترونية القصوى.

آلية تبادل تكوين الرابطة التساهمية باستخدام طريقة BC. الاتجاهية وتشبع الروابط التساهمية

أحد أهم مفاهيم طريقة BC هو التكافؤ. يتم تحديد القيمة العددية للتكافؤ في طريقة BC من خلال عدد الروابط التساهمية التي تشكلها الذرة مع الذرات الأخرى.

تسمى الآلية التي يتم النظر فيها لجزيء H2 لتشكيل رابطة بواسطة زوج من الإلكترونات ذات الدوران المضاد المتوازي، والتي كانت تنتمي إلى ذرات مختلفة قبل تكوين الرابطة، بالتبادل. إذا تم أخذ آلية التبادل فقط في الاعتبار، فسيتم تحديد تكافؤ الذرة بعدد إلكتروناتها غير المتزاوجة.

بالنسبة للجزيئات الأكثر تعقيدًا من H2، تظل مبادئ الحساب دون تغيير. يحدث تكوين الرابطة نتيجة لتفاعل زوج من الإلكترونات مع دوران متعاكس، ولكن مع وظائف موجية لها نفس الإشارة، والتي يتم جمعها. والنتيجة هي زيادة كثافة الإلكترون في منطقة السحب الإلكترونية المتداخلة وتقلص النوى. دعونا نلقي نظرة على الأمثلة.

في جزيء الفلور، تتكون الرابطة F2 من مدارات 2p من ذرات الفلور:

أعلى كثافة للسحابة الإلكترونية تقع بالقرب من المدار 2p في اتجاه محور التماثل. إذا كانت الإلكترونات غير المتزاوجة لذرات الفلور موجودة في مدارات 2p x، فإن الرابطة تحدث في اتجاه المحور x (الشكل 2). تحتوي المدارات 2p y و2p z على أزواج وحيدة من الإلكترونات التي لا تشارك في تكوين الروابط (مظللة في الشكل 2). في ما يلي لن نصور مثل هذه المدارات.

أرز. 2. تكوين جزيء F2

في جزيء فلوريد الهيدروجين HF، تتشكل الرابطة بواسطة المدار 1s لذرة الهيدروجين والمدار 2p x لذرة الفلور:

يتم تحديد اتجاه الرابطة في هذا الجزيء من خلال اتجاه المدار 2px لذرة الفلور (الشكل 3). يحدث التداخل في اتجاه محور التماثل x. أي خيار تداخل آخر يكون أقل تفضيلاً من حيث الطاقة.

أرز. 3. تكوين جزيء HF

تتميز أيضًا مدارات d و f الأكثر تعقيدًا باتجاهات كثافة الإلكترون القصوى على طول محاور التناظر الخاصة بها.

وبالتالي، فإن الاتجاهية هي إحدى الخصائص الرئيسية للرابطة التساهمية.

يتم توضيح اتجاه الرابطة جيدًا من خلال مثال جزيء كبريتيد الهيدروجين H 2 S:

نظرًا لأن محاور التماثل لمدارات التكافؤ 3p لذرة الكبريت متعامدة بشكل متبادل، فمن المتوقع أن يكون لجزيء H 2 S بنية زاوية بزاوية بين روابط S – H قدرها 90 درجة (الشكل 4). وبالفعل فإن الزاوية قريبة من الزاوية المحسوبة وتساوي 92 درجة.

أرز. 4. تكوين جزيء H2S

من الواضح أن عدد الروابط التساهمية لا يمكن أن يتجاوز عدد أزواج الإلكترونات التي تشكل الروابط. ومع ذلك، فإن التشبع كخاصية للرابطة التساهمية يعني أيضًا أنه إذا كانت الذرة تحتوي على عدد معين من الإلكترونات غير المتزاوجة، فيجب أن تشارك جميعها في تكوين الروابط التساهمية.

يتم تفسير هذه الخاصية بمبدأ الطاقة الأقل. ومع كل رابطة إضافية تتشكل، يتم إطلاق طاقة إضافية. ولذلك، فإن جميع احتمالات التكافؤ محققة بالكامل.

في الواقع، الجزيء المستقر هو H2S، وليس H2S، حيث توجد رابطة غير محققة (يتم تحديد الإلكترون غير المقترن بنقطة). تسمى الجسيمات التي تحتوي على إلكترونات غير متزاوجة بالجذور الحرة. فهي شديدة التفاعل وتتفاعل لتكوين مركبات تحتوي على روابط مشبعة.

إثارة الذرات

دعونا نفكر في احتمالات التكافؤ وفقا لآلية التبادل لبعض عناصر الفترتين الثانية والثالثة من الجدول الدوري.

تحتوي ذرة البريليوم عند المستوى الكمي الخارجي على إلكترونين مقترنين 2s. لا توجد إلكترونات غير متزاوجة، لذلك يجب أن يكون تكافؤ البريليوم صفرًا. ومع ذلك، في المركبات هو ثنائي التكافؤ. يمكن تفسير ذلك من خلال إثارة الذرة، والتي تتمثل في انتقال أحد إلكترونين 2s إلى المستوى الفرعي 2p:

في هذه الحالة، يتم استهلاك طاقة الإثارة E*، المقابلة للفرق بين طاقات المستويين الفرعيين 2p و2s.

عند إثارة ذرة البورون، يزداد تكافؤها من 1 إلى 3:

وذرة الكربون لديها من 2 إلى 4:

للوهلة الأولى، قد يبدو أن الإثارة تتعارض مع مبدأ الطاقة الأقل. ومع ذلك، نتيجة للإثارة، تنشأ اتصالات جديدة إضافية، بسبب إطلاق الطاقة. إذا كانت هذه الطاقة الإضافية المنطلقة أكبر من تلك المستهلكة في الإثارة، فإن مبدأ الطاقة الأقل يكون متحققًا في النهاية. على سبيل المثال، في جزيء الميثان CH4، يبلغ متوسط طاقة الرابطة C-H 413 كيلوجول/مول. الطاقة المستهلكة للإثارة هي E* = 402 كيلوجول/مول. إن اكتساب الطاقة الناتج عن تكوين رابطتين إضافيتين سيكون:

د E = E ضوء إضافي – E* = 2413 – 402 = 424 كيلوجول/مول.

إذا لم يتم احترام مبدأ الطاقة الأقل، أي E add.st.< Е*, то возбуждение не происходит. Так, энергетически невыгодным оказывается возбуждение атомов элементов 2-го периода за счет перехода электронов со второго на третий квантовый уровень.

على سبيل المثال، الأكسجين ثنائي التكافؤ فقط لهذا السبب. ومع ذلك، فإن التناظر الإلكتروني للأكسجين - الكبريت - يتمتع بقدرات تكافؤ أكبر، حيث أن المستوى الكمي الثالث له مستوى فرعي ثلاثي الأبعاد، وفرق الطاقة بين المستويات الفرعية 3s و3p و3d أصغر بما لا يقاس من بين المستويين الكميين الثاني والثالث للمستوى الكمي الثاني والثالث. ذرة الأكسجين:

لنفس السبب، تظهر عناصر الفترة الثالثة - الفوسفور والكلور - تكافؤًا متغيرًا، على عكس نظائرها الإلكترونية في الفترة الثانية - النيتروجين والفلور. يمكن أن يفسر الإثارة إلى المستوى الفرعي المقابل تكوين المركبات الكيميائية لعناصر المجموعة الثامنة أ في الفترة الثالثة والفترات اللاحقة. لم يتم العثور على أي مركبات كيميائية في الهيليوم والنيون (الفترتان الأولى والثانية)، اللتان لهما مستوى كمي خارجي مكتمل، وهما الغازان الخاملان الوحيدان حقًا.

آلية المانح والمتقبل لتشكيل الرابطة التساهمية

يمكن الحصول على زوج من الإلكترونات ذات دورانات متضادة متوازية تشكل رابطة ليس فقط من خلال آلية التبادل، التي تتضمن مشاركة الإلكترونات من كلتا الذرتين، ولكن أيضًا من خلال آلية أخرى تسمى المتلقي المانح: توفر ذرة واحدة (مانحة) زوجًا وحيدًا من الإلكترونات لتكوين الرابطة، والأخرى (المستقبلة) – الخلية الكمومية الشاغرة:

والنتيجة لكلتا الآليتين هي نفسها. في كثير من الأحيان يمكن تفسير تكوين السندات من خلال كلتا الآليتين. على سبيل المثال، يمكن الحصول على جزيء HF ليس فقط في الطور الغازي من الذرات وفقًا لآلية التبادل، كما هو موضح أعلاه (انظر الشكل 3)، ولكن أيضًا في محلول مائي من أيونات H + و F – وفقًا للمانح -آلية القبول:

ليس هناك شك في أن الجزيئات التي تنتجها آليات مختلفة لا يمكن تمييزها؛ الاتصالات متكافئة تماما. ولذلك، فمن الأصح عدم التمييز بين التفاعل بين المانح والمتقبل كنوع خاص من السندات، بل اعتباره مجرد آلية خاصة لتكوين رابطة تساهمية.

عندما يريدون التأكيد على آلية تكوين الرابطة بدقة وفقا لآلية المانح والمتقبل، يتم الإشارة إليها في الصيغ الهيكلية بواسطة سهم من المتبرع إلى المتقبل (D® أ). وفي حالات أخرى، لا يكون هذا الاتصال معزولًا ويتم تحديده بشرطة، كما في آلية التبادل: D–A.

الروابط في أيون الأمونيوم المتكونة من التفاعل: NH 3 + H + = NH 4 +،

يتم التعبير عنها بالمخطط التالي:

يمكن تمثيل الصيغة البنائية للـ NH 4 + على النحو التالي:

الشكل الثاني من التدوين هو الأفضل، لأنه يعكس التكافؤ المثبت تجريبيًا لجميع الروابط الأربعة.

يؤدي تكوين رابطة كيميائية بواسطة آلية المانح والمستقبل إلى توسيع قدرات التكافؤ للذرات: يتم تحديد التكافؤ ليس فقط بعدد الإلكترونات غير المتزاوجة، ولكن أيضًا بعدد أزواج الإلكترونات الوحيدة والخلايا الكمومية الشاغرة المشاركة في تكوين الروابط. . إذن، في المثال المذكور، تكافؤ النيتروجين يساوي أربعة.

تم استخدام آلية المانح والمتلقي بنجاح لوصف الترابط في المركبات المعقدة باستخدام طريقة BC.

تعدد وسائل الاتصال. رملص -الاتصالات

لا يمكن إجراء الاتصال بين ذرتين بواسطة ذرة واحدة فحسب، بل أيضًا بواسطة عدة أزواج من الإلكترونات. إن عدد أزواج الإلكترونات هو الذي يحدد التعددية في طريقة BC - وهي إحدى خصائص الرابطة التساهمية. على سبيل المثال، في جزيء الإيثان C 2 H 6 تكون الرابطة بين ذرات الكربون مفردة (مفردة)، وفي جزيء الإيثيلين C 2 H 4 تكون مزدوجة، وفي جزيء الأسيتيلين C 2 H 2 تكون ثلاثية. وترد في الجدول بعض خصائص هذه الجزيئات. 1.

الجدول 1

التغييرات في معلمات الرابطة بين ذرات C اعتمادًا على تعددها

ومع زيادة تعدد الرابطة، كما هو متوقع، يتناقص طولها. يزداد تعدد الروابط بشكل منفصل، أي بعدد صحيح من المرات، وبالتالي، إذا كانت جميع الروابط متماثلة، فإن الطاقة ستزداد أيضًا بعدد صحيح من المرات. ومع ذلك، كما يتبين من الجدول. 1، طاقة الربط تزداد بسرعة أقل من التعددية. ونتيجة لذلك، فإن الروابط غير متكافئة. ويمكن تفسير ذلك من خلال الاختلافات في الطرق الهندسية التي تتداخل بها المدارات. دعونا ننظر إلى هذه الاختلافات.

تسمى الرابطة التي تتكون من تداخل سحب الإلكترونات على طول محور يمر عبر نوى الذراتالسندات.

إذا كان المدار s متورطًا في الرابطة، فهذا فقطس - الاتصال (الشكل 5، أ، ب، ج). ومن هنا حصلت على اسمها، لأن الحرف اليوناني s مرادف للحرف اللاتيني s.

عندما تشارك المدارات p (الشكل 5، b، d، e) والمدارات d (الشكل 5، c، e، f) في تكوين الرابطة، يحدث تداخل من النوع s في اتجاه أعلى كثافة من السحب الإلكترونية، وهو الأكثر ملاءمة للطاقة. لذلك، عند تكوين اتصال، يتم دائمًا تنفيذ هذه الطريقة أولاً. ولذلك، إذا كان الاتصال واحدا، فهذا إلزاميس - الاتصال، إذا تعددت، فواحدة من الاتصالات بالتأكيداتصال.

أرز. 5. أمثلة على السندات

ومع ذلك، فمن الواضح من الاعتبارات الهندسية أنه يمكن أن يكون هناك ذرة واحدة فقط بين ذرتينس -اتصال. في الروابط المتعددة، يجب تشكيل الرابطة الثانية والثالثة بطريقة هندسية مختلفة لتداخل السحب الإلكترونية.

تسمى الرابطة التي تتكون من تداخل سحب الإلكترونات على جانبي محور يمر عبر نوى الذراتف السندات. أمثلة ص - التوصيلات موضحة في الشكل 6. مثل هذا التداخل أقل مواتاة من حيث الطاقةس -يكتب. يتم تنفيذها بواسطة الأجزاء الطرفية من السحب الإلكترونية ذات الكثافة الإلكترونية المنخفضة. وزيادة تعدد الاتصال تعني التكوينص -الروابط ذات الطاقة الأقل مقارنة بالروابطس - تواصل. وهذا هو سبب الزيادة غير الخطية في طاقة الارتباط مقارنة بزيادة التعددية.

أرز. 6. أمثلة على السندات ف

دعونا نفكر في تكوين الروابط في جزيء N 2. كما هو معروف، النيتروجين الجزيئي خامل للغاية كيميائيا. والسبب في ذلك هو تكوين رابطة ثلاثية قوية جدًا NєN:

يظهر الشكل 1 مخططًا لتداخل السحب الإلكترونية. 7. يتم تشكيل إحدى الروابط (2rh–2rh) حسب النوع s. الاثنان الآخران (2 Рz – 2 Рz، 2 ry – 2 ry) من النوع p. من أجل عدم تشويش الشكل، يتم عرض صورة تداخل السحب 2py بشكل منفصل (الشكل 7، ب). للحصول على الصورة العامة، الشكل. ينبغي الجمع بين 7، أ و 7، ب.

للوهلة الأولى قد يبدو ذلكس -الرابطة، التي تحد من اقتراب الذرات، لا تسمح للمدارات بالتداخلص -يكتب. ومع ذلك، فإن صورة المدار تتضمن فقط جزءًا معينًا (90%) من السحابة الإلكترونية. يحدث التداخل مع منطقة محيطية تقع خارج هذه الصورة. إذا تخيلنا مدارات تحتوي على جزء كبير من السحابة الإلكترونية (على سبيل المثال، 95%)، فإن تداخلها يصبح واضحًا (انظر الخطوط المتقطعة في الشكل 7 أ).

أرز. 7. تكوين جزيء N 2

يتبع

في آي إلفيموف،
أستاذ موسكو
جامعة الدولة المفتوحة

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 معدنية موجبة الشحنة، وبينها إلكترونات يمكنها التحرك بحرية في جميع أنحاء الشبكة البلورية. وتصبح هذه الإلكترونات مشتركة بين جميع ذرات وأيونات المعدن وتسمى "غاز الإلكترون". تسمى الرابطة 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 هي حلزونات مزدوجة حيث ترتبط سلسلتين 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)	الرابطة الأيونية	الروابط التساهمية	اتصال معدني
رابطة قوية	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 للحرارة للغاية، وصلب 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.

الرابطة الكيميائية

تنقسم جميع التفاعلات التي تؤدي إلى اتحاد الجزيئات الكيميائية (الذرات والجزيئات والأيونات وما إلى ذلك) إلى مواد إلى روابط كيميائية وروابط بين الجزيئات (تفاعلات بين الجزيئات).

الروابط الكيميائية- الروابط المباشرة بين الذرات . هناك روابط أيونية وتساهمية ومعدنية.

الروابط بين الجزيئات- الروابط بين الجزيئات. هذه هي روابط هيدروجينية، روابط أيونية ثنائية القطب (بسبب تكوين هذه الرابطة، على سبيل المثال، يحدث تكوين غلاف مائي من الأيونات)، ثنائي القطب ثنائي القطب (بسبب تكوين هذه الرابطة، يتم دمج جزيئات المواد القطبية ، على سبيل المثال، في الأسيتون السائل)، الخ.

الرابطة الأيونية- رابطة كيميائية تتكون نتيجة التجاذب الكهروستاتيكي للأيونات ذات الشحنات المتعاكسة. في المركبات الثنائية (مركبات من عنصرين)، تتشكل عندما تكون أحجام الذرات المرتبطة مختلفة تمامًا عن بعضها البعض: بعض الذرات كبيرة، والبعض الآخر صغير - أي أن بعض الذرات تتخلى بسهولة عن الإلكترونات، بينما تميل ذرات أخرى إلى قبولها (عادةً ما تكون ذرات العناصر التي تشكل معادن نموذجية وذرات العناصر التي تشكل اللافلزات النموذجية) ؛ كما أن السالبية الكهربية لهذه الذرات مختلفة تمامًا.
الرابطة الأيونية غير اتجاهية وغير قابلة للتشبع.

الرابطة التساهمية- رابطة كيميائية تنشأ نتيجة لتكوين زوج مشترك من الإلكترونات. تتشكل رابطة تساهمية بين ذرات صغيرة لها نفس نصف القطر أو ما شابه. الشرط الضروري هو وجود إلكترونات غير متزاوجة في كل من الذرات المرتبطة (آلية التبادل) أو زوج وحيد في إحدى الذرات ومدار حر في الأخرى (آلية المانح والمستقبل):

أ)	ح · + · ح ح: ح	ح ح	ح 2	(زوج واحد مشترك من الإلكترونات؛ H أحادي التكافؤ)؛
ب)		ن	ن 2	(ثلاثة أزواج مشتركة من الإلكترونات؛ N ثلاثي التكافؤ)؛
الخامس)		إتش إف	التردد العالي	(زوج واحد مشترك من الإلكترونات؛ H وF أحادي التكافؤ)؛
ز)			NH4+	(أربعة أزواج مشتركة من الإلكترونات؛ N رباعي التكافؤ)

بسيط (مفرد)- زوج واحد من الإلكترونات،
مزدوج- زوجان من الإلكترونات،
ثلاث مرات- ثلاثة أزواج من الإلكترونات.

تسمى الروابط المزدوجة والثلاثية بالروابط المتعددة.

وفقا لتوزيع كثافة الإلكترون بين الذرات المرتبطة، يتم تقسيم الرابطة التساهمية إلى الغير قطبيو القطبية. تتشكل رابطة غير قطبية بين ذرات متماثلة، ورابطة قطبية بين ذرات مختلفة.

كهرسلبية- مقياس لقدرة الذرة في المادة على جذب أزواج الإلكترونات المشتركة.
يتم تحويل أزواج الإلكترون من الروابط القطبية نحو المزيد من العناصر الكهربية. يُطلق على إزاحة أزواج الإلكترون نفسها اسم استقطاب الرابطة. يتم تحديد الشحنات الجزئية (الزائدة) المتكونة أثناء الاستقطاب بـ + و -، على سبيل المثال: .

بناءً على طبيعة تداخل السحب الإلكترونية ("المدارات")، يتم تقسيم الرابطة التساهمية إلى رابطة ورابطة.
- تتشكل الرابطة نتيجة التداخل المباشر للسحب الإلكترونية (على طول الخط المستقيم الذي يربط نوى الذرة)، - تتشكل الرابطة نتيجة التداخل الجانبي (على جانبي المستوى الذي تقع فيه النوى الذرية).

الرابطة التساهمية تكون اتجاهية وقابلة للتشبع، وكذلك قابلة للاستقطاب.
يستخدم نموذج التهجين لشرح والتنبؤ بالاتجاه المتبادل للروابط التساهمية.

تهجين المدارات الذرية والسحب الإلكترونية- المحاذاة المفترضة للمدارات الذرية في الطاقة، وشكل السحب الإلكترونية عندما تشكل الذرة روابط تساهمية.
الأنواع الثلاثة الأكثر شيوعًا للتهجين هي: sp-, sp 2 و sp 3- التهجين. على سبيل المثال:
sp- التهجين - في جزيئات C 2 H 2، BeH 2، CO 2 (البنية الخطية)؛
sp 2- التهجين - في الجزيئات C 2 H 4، C 6 H 6، BF 3 (شكل مثلث مسطح)؛
sp 3-التهجين - في جزيئات CCl 4، SiH 4، CH 4 (شكل رباعي السطوح)؛ NH 3 (الشكل الهرمي)؛ H 2 O (الشكل الزاوي).

اتصال معدني- رابطة كيميائية تتكون من مشاركة إلكترونات التكافؤ لجميع الذرات المرتبطة ببلورة معدنية. ونتيجة لذلك، يتم تشكيل سحابة إلكترونية واحدة من الكريستال، والتي تتحرك بسهولة تحت تأثير الجهد الكهربائي - ومن هنا الموصلية الكهربائية العالية للمعادن.
تتشكل الرابطة المعدنية عندما تكون الذرات المرتبطة كبيرة الحجم وبالتالي تميل إلى التخلي عن الإلكترونات. المواد البسيطة ذات الروابط المعدنية هي المعادن (Na، Ba، Al، Cu، Au، إلخ)، والمواد المعقدة هي مركبات بين المعادن (AlCr 2، Ca 2 Cu، Cu 5 Zn 8، إلخ).
الرابطة المعدنية ليس لها اتجاهية أو تشبع. ويتم حفظه أيضًا في مصهورات المعادن.

رابطة الهيدروجين- رابطة بين الجزيئات تتشكل بسبب القبول الجزئي لزوج من الإلكترونات من ذرة عالية السالبية الكهربية بواسطة ذرة هيدروجين ذات شحنة جزئية موجبة كبيرة. ويتكون في الحالات التي يحتوي فيها جزيء واحد على ذرة ذات زوج وحيد من الإلكترونات ذات سالبية كهربية عالية (F، O، N)، والآخر يحتوي على ذرة هيدروجين مرتبطة برابطة قطبية عالية بإحدى هذه الذرات. أمثلة على الروابط الهيدروجينية بين الجزيئات:

ح—O—H OH 2 , H—O—H NH 3 , H—O—H F—H, H—F H—F.

توجد روابط الهيدروجين داخل الجزيئات في جزيئات الببتيدات والأحماض النووية والبروتينات وما إلى ذلك.

مقياس قوة أي رابطة هو طاقة الرابطة.
طاقة الاتصالات- الطاقة اللازمة لكسر رابطة كيميائية معينة في 1 مول من المادة. وحدة القياس هي 1 كيلوجول/مول.

طاقات الروابط الأيونية والتساهمية لها نفس الترتيب، وطاقة الروابط الهيدروجينية أقل مرتبة.

تعتمد طاقة الرابطة التساهمية على حجم الذرات المرتبطة (طول الرابطة) وعلى تعدد الرابطة. كلما صغرت الذرات وزاد تعدد الروابط، زادت طاقتها.

تعتمد طاقة الرابطة الأيونية على حجم الأيونات وشحناتها. كلما صغرت الأيونات وزادت شحنتها، زادت طاقة الارتباط.

هيكل المادة

حسب نوع الهيكل يتم تقسيم جميع المواد إلى جزيئيو غير جزيئية. من بين المواد العضوية، تسود المواد الجزيئية، ومن بين المواد غير العضوية، تسود المواد غير الجزيئية.

بناءً على نوع الرابطة الكيميائية، تنقسم المواد إلى مواد ذات روابط تساهمية، ومواد ذات روابط أيونية (مواد أيونية)، ومواد ذات روابط معدنية (معادن).

المواد ذات الروابط التساهمية يمكن أن تكون جزيئية أو غير جزيئية. وهذا يؤثر بشكل كبير على خصائصها الفيزيائية.

تتكون المواد الجزيئية من جزيئات متصلة ببعضها البعض بواسطة روابط بين الجزيئات ضعيفة، وتشمل: H 2، O 2، N 2، Cl 2، Br 2، S 8، P 4 وغيرها من المواد البسيطة؛ CO 2، SO 2، N 2 O 5، H 2 O، HCl، HF، NH 3، CH 4، C 2 H 5 OH، البوليمرات العضوية والعديد من المواد الأخرى. وهذه المواد لا تتمتع بقوة عالية، ولها درجات انصهار وغليان منخفضة، وغير موصلة للكهرباء، وبعضها قابل للذوبان في الماء أو المذيبات الأخرى.

تشكل المواد غير الجزيئية ذات الروابط التساهمية أو المواد الذرية (الماس، الجرافيت، Si، SiO 2، SiC وغيرها) بلورات قوية جدًا (باستثناء طبقات الجرافيت)، فهي غير قابلة للذوبان في الماء والمذيبات الأخرى، ولها درجة انصهار عالية و نقاط الغليان، ومعظمها لا يوصل التيار الكهربائي (باستثناء الجرافيت، وهو موصل للكهرباء، وأشباه الموصلات - السيليكون والجرمانيوم، وما إلى ذلك).

جميع المواد الأيونية هي بشكل طبيعي غير جزيئية. هذه هي المواد الصلبة المقاومة للحرارة والمحاليل والصهرات التي توصل التيار الكهربائي. كثير منهم قابل للذوبان في الماء. وتجدر الإشارة إلى أنه في المواد الأيونية التي تتكون بلوراتها من أيونات معقدة، توجد أيضًا روابط تساهمية، على سبيل المثال: (Na +) 2 (SO 4 2-)، (K +) 3 (PO 4 3-) ، (NH 4 + )(NO 3-)، إلخ. ترتبط الذرات التي تشكل الأيونات المعقدة بروابط تساهمية.

المعادن (المواد ذات الروابط المعدنية)متنوعة جدا في خصائصها الفيزيائية. من بينها المعادن السائلة (Hg) والناعمة جدًا (Na, K) والمعادن الصلبة جدًا (W, Nb).

الخصائص الفيزيائية المميزة للمعادن هي الموصلية الكهربائية العالية (على عكس أشباه الموصلات، فإنها تتناقص مع زيادة درجة الحرارة)، والقدرة الحرارية العالية والليونة (للمعادن النقية).

في الحالة الصلبة، تتكون جميع المواد تقريبًا من بلورات. بناءً على نوع البنية ونوع الرابطة الكيميائية، تنقسم البلورات ("الشبكات البلورية") إلى الذري(بلورات المواد غير الجزيئية ذات الروابط التساهمية) أيوني(بلورات المواد الأيونية)، جزيئي(بلورات المواد الجزيئية ذات الروابط التساهمية) و معدن(بلورات المواد التي لها رابطة معدنية).

مشاكل واختبارات حول موضوع "الموضوع 10. "الترابط الكيميائي. بنية المادة."

أنواع الروابط الكيميائية - هيكل المادة الصف 8-9
الدروس: 2 الواجبات: 9 الاختبارات: 1
الواجبات: 9 الاختبارات: 1

بعد دراسة هذا الموضوع، يجب أن تفهم المفاهيم التالية: الرابطة الكيميائية، الرابطة بين الجزيئية، الرابطة الأيونية، الرابطة التساهمية، الرابطة المعدنية، الرابطة الهيدروجينية، الرابطة البسيطة، الرابطة المزدوجة، الرابطة الثلاثية، الروابط المتعددة، الرابطة غير القطبية، الرابطة القطبية ، السالبية الكهربية، استقطاب الروابط، - و - السندات، تهجين المدارات الذرية، طاقة الربط.

يجب أن تعرف تصنيف المواد حسب نوع البنية ونوع الرابطة الكيميائية واعتماد خصائص المواد البسيطة والمعقدة على نوع الرابطة الكيميائية ونوع “الشبكة البلورية”.

يجب أن تكون قادرًا على: تحديد نوع الرابطة الكيميائية في المادة، ونوع التهجين، ورسم مخططات لتكوين الروابط، واستخدام مفهوم السالبية الكهربية، وعدد السالبية الكهربية؛ معرفة كيفية تغير السالبية الكهربية في العناصر الكيميائية لنفس الفترة والمجموعة الواحدة لتحديد قطبية الرابطة التساهمية.

بعد التأكد من تعلم كل ما تحتاجه، انتقل إلى إكمال المهام. نتمنى لك النجاح.

اقتراحات للقراءة:

O. S. Gabrielyan، G. G. Lysova. الكيمياء الصف الحادي عشر. م.، الحبارى، 2002.
جي إي رودزيتيس، إف جي فيلدمان. الكيمياء الصف الحادي عشر. م. التربية، 2001.

لماذا يمكن للذرات أن تتحد مع بعضها البعض وتشكل جزيئات؟ ما هو سبب احتمال وجود مواد تحتوي على ذرات عناصر كيميائية مختلفة تماما؟ هذه أسئلة عالمية تؤثر على المفاهيم الأساسية للعلوم الفيزيائية والكيميائية الحديثة. يمكنك الإجابة عليها من خلال الحصول على فكرة عن التركيب الإلكتروني للذرات ومعرفة خصائص الرابطة التساهمية التي تعتبر الأساس الأساسي لمعظم فئات المركبات. الغرض من مقالتنا هو التعرف على آليات تكوين الأنواع المختلفة من الروابط الكيميائية والمركبات التي تحتوي عليها في جزيئاتها.

البنية الإلكترونية للذرة

إن جسيمات المادة المحايدة كهربائيا، والتي هي عناصرها الهيكلية، لها بنية تعكس بنية النظام الشمسي. مثلما تدور الكواكب حول النجم المركزي - الشمس، كذلك تتحرك الإلكترونات الموجودة في الذرة حول نواة موجبة الشحنة. لتوصيف الرابطة التساهمية، ستكون الإلكترونات الموجودة عند مستوى الطاقة الأخير والأبعد عن النواة ذات أهمية. وبما أن ارتباطها بمركز ذرتها ضئيل، فمن السهل أن تنجذب إلى نوى الذرات الأخرى. وهذا مهم جدًا لحدوث التفاعلات بين الذرات التي تؤدي إلى تكوين الجزيئات. لماذا يعتبر الشكل الجزيئي هو النوع الرئيسي لوجود المادة على كوكبنا؟ دعونا معرفة ذلك.

الخصائص الأساسية للذرات

إن قدرة الجسيمات المحايدة كهربائيًا على التفاعل، مما يؤدي إلى اكتساب الطاقة، هي أهم سماتها. في الواقع، في ظل الظروف العادية، تكون الحالة الجزيئية للمادة أكثر استقرارًا من الحالة الذرية. تشرح المبادئ الأساسية لعلم الذرة الجزيئية الحديث مبادئ التكوين الجزيئي وخصائص الروابط التساهمية. دعونا نتذكر أنه يمكن أن يكون هناك من 1 إلى 8 إلكترونات لكل ذرة؛ وفي الحالة الأخيرة، ستكون الطبقة كاملة، وبالتالي مستقرة جدًا. ذرات الغازات النبيلة: الأرجون والكريبتون والزينون - وهي عناصر خاملة تكمل كل فترة في نظام دي مندليف - لها هذا الهيكل من المستوى الخارجي. الاستثناء هنا هو الهيليوم، الذي لا يحتوي على 8 إلكترونات، بل إلكترونان فقط في المستوى الأخير. والسبب بسيط: في الفترة الأولى يوجد عنصران فقط، تحتوي ذراتهما على طبقة إلكترونية واحدة. تحتوي جميع العناصر الكيميائية الأخرى على من 1 إلى 7 إلكترونات في الطبقة الأخيرة غير المكتملة. في عملية التفاعل مع بعضها البعض، تميل الذرات إلى الامتلاء بالإلكترونات إلى الثماني واستعادة تكوين ذرة العنصر الخامل. يمكن تحقيق هذه الحالة بطريقتين: فقدان جزيئاتك أو قبول جزيئات شخص آخر سالبة الشحنة. تشرح أشكال التفاعل هذه كيفية تحديد الرابطة - الأيونية أو التساهمية - التي ستنشأ بين الذرات الداخلة في التفاعل.

آليات تكوين التكوين الإلكتروني المستقر

لنتخيل أن مادتين بسيطتين تدخلان في تفاعل مركب: معدن الصوديوم وغاز الكلور. تتشكل مادة من فئة الملح - كلوريد الصوديوم. لديها نوع أيوني من الروابط الكيميائية. لماذا وكيف نشأت؟ دعونا ننتقل مرة أخرى إلى بنية ذرات المواد الأولية. يحتوي الصوديوم على إلكترون واحد فقط في الطبقة الأخيرة، وهو مرتبط بشكل ضعيف بالنواة بسبب كبر نصف قطر الذرة. طاقة التأين لجميع الفلزات القلوية، بما في ذلك الصوديوم، منخفضة. ولذلك فإن إلكترون المستوى الخارجي يترك مستوى الطاقة وينجذب إلى نواة ذرة الكلور ويبقى في فضاءها. وهذا يمثل سابقة لذرة Cl لتصبح أيونًا سالب الشحنة. الآن لم نعد نتعامل مع الجسيمات المحايدة كهربائيًا، بل مع كاتيونات الصوديوم المشحونة وأنيونات الكلور. ووفقا لقوانين الفيزياء تنشأ بينهما قوى جذب إلكتروستاتيكية، ويشكل المركب شبكة بلورية أيونية. إن آلية تكوين النوع الأيوني من الروابط الكيميائية التي درسناها ستساعد في توضيح الخصائص والخصائص الرئيسية للرابطة التساهمية بشكل أكثر وضوحًا.

أزواج الإلكترون المشتركة

إذا حدث رابطة أيونية بين ذرات العناصر التي تختلف بشكل كبير في السالبية الكهربية، أي المعادن واللافلزات، فإن النوع التساهمي يظهر أثناء تفاعل ذرات العناصر اللافلزية نفسها والمختلفة. في الحالة الأولى، من المعتاد الحديث عن غير قطبي، وفي الحالة الأخرى، عن الشكل القطبي للرابطة التساهمية. آلية تكوينها شائعة: كل ذرة من الذرات تتخلى جزئيًا عن الإلكترونات للاستخدام الشائع، والتي يتم دمجها في أزواج. لكن الترتيب المكاني لأزواج الإلكترونات بالنسبة إلى النوى الذرية سيكون مختلفا. وعلى هذا الأساس يتم التمييز بين أنواع الروابط التساهمية - غير القطبية والقطبية. في أغلب الأحيان، في المركبات الكيميائية التي تتكون من ذرات العناصر غير المعدنية، هناك أزواج تتكون من إلكترونات ذات دوران متعاكس، أي تدور حول نواتها في اتجاهين متعاكسين. حيث أن حركة الجسيمات سالبة الشحنة في الفضاء تؤدي إلى تكوين السحب الإلكترونية، والتي تنتهي في النهاية بتداخلها المتبادل. ما هي نتائج هذه العملية على الذرات وإلى ماذا تؤدي؟

الخصائص الفيزيائية للرابطة التساهمية

وتبين أن سحابة ثنائية الإلكترون ذات كثافة عالية تظهر بين مركزي ذرتين متفاعلتين. وتزداد قوى الجذب الكهروستاتيكية بين السحابة ذات الشحنة السالبة نفسها ونواة الذرات. يتحرر جزء من الطاقة وتقل المسافات بين المراكز الذرية. فمثلا عند بداية تكوين جزيء H2 تكون المسافة بين نوى ذرات الهيدروجين 1.06 أ، بعد تداخل السحب وتكوين زوج إلكتروني مشترك - 0.74 أ. ومن أمثلة الروابط التساهمية المتكونة وفقا ل يمكن العثور على الآلية الموصوفة أعلاه بين المواد غير العضوية البسيطة والمعقدة. السمة المميزة الرئيسية لها هي وجود أزواج الإلكترون المشتركة. ونتيجة لذلك، بعد ظهور رابطة تساهمية بين الذرات، على سبيل المثال، الهيدروجين، تكتسب كل منها التكوين الإلكتروني للهيليوم الخامل، ويكون للجزيء الناتج بنية مستقرة.

الشكل المكاني للجزيء

خاصية فيزيائية أخرى مهمة جدًا للرابطة التساهمية هي الاتجاهية. ذلك يعتمد على التكوين المكاني لجزيء المادة. على سبيل المثال، عندما يتداخل إلكترونين مع شكل سحابة كروية، يكون مظهر الجزيء خطيًا (كلوريد الهيدروجين أو بروميد الهيدروجين). يكون شكل جزيئات الماء التي تهجين فيها السحب s وp زاويًا، كما أن جزيئات غاز النيتروجين القوية جدًا لها شكل هرم.

هيكل المواد البسيطة - اللافلزات

بعد أن تعرفت على نوع الرابطة التي تسمى التساهمية، وما هي خصائصها، فقد حان الوقت الآن لفهم أصنافها. إذا كانت ذرات نفس اللافلز - الكلور والنيتروجين والأكسجين والبروم، وما إلى ذلك - تتفاعل مع بعضها البعض، فسيتم تشكيل المواد البسيطة المقابلة. وتقع أزواج الإلكترونات المشتركة الخاصة بها على نفس المسافة من مراكز الذرات، دون أن تتحرك. تتميز المركبات ذات الروابط التساهمية غير القطبية بالخصائص التالية: نقاط غليان وانصهار منخفضة، عدم الذوبان في الماء، خصائص العزل الكهربائي. بعد ذلك، سنكتشف المواد التي تتميز برابطة تساهمية، والتي يحدث فيها إزاحة أزواج الإلكترون المشتركة.

السالبية الكهربية وتأثيرها على نوع الرابطة الكيميائية

تسمى خاصية عنصر معين في جذب الإلكترونات إلى نفسه من ذرة عنصر آخر في الكيمياء بالسالبية الكهربية. يمكن العثور على مقياس القيم لهذه المعلمة، الذي اقترحه L. Pauling، في جميع الكتب المدرسية حول الكيمياء غير العضوية والعامة. يمتلك الفلور أعلى قيمة له - 4.1 فولت، بينما تكون قيمة العناصر غير المعدنية النشطة الأخرى أقل، والقيمة الأدنى هي سمة من سمات الفلزات القلوية. إذا تفاعلت العناصر التي تختلف في سالبيتها الكهربية مع بعضها البعض، فمن المحتم أن يجذب عنصر واحد أكثر نشاطًا جزيئات ذرة مشحونة سالبًا لعنصر أكثر سلبية إلى نواتها. وبالتالي، فإن الخواص الفيزيائية للرابطة التساهمية تعتمد بشكل مباشر على قدرة العناصر على منح الإلكترونات للاستخدام المشترك. لم تعد الأزواج المشتركة المتكونة في هذه الحالة موجودة بشكل متناظر بالنسبة للنوى، ولكنها تحولت نحو العنصر الأكثر نشاطا.

ميزات الاتصالات مع اقتران قطبي

المواد التي تكون أزواج الإلكترونات المشتركة في جزيئاتها غير متماثلة فيما يتعلق بالنواة الذرية تشمل هاليدات الهيدروجين والأحماض ومركبات الكالكوجينات مع الهيدروجين وأكاسيد الحمض. هذه هي أحماض الكبريتات والنترات، وأكاسيد الكبريت والفوسفور، وكبريتيد الهيدروجين، وما إلى ذلك. على سبيل المثال، يحتوي جزيء كلوريد الهيدروجين على زوج إلكترون مشترك يتكون من إلكترونات غير متزاوجة من الهيدروجين والكلور. يتم إزاحته بالقرب من مركز ذرة Cl، وهو عنصر أكثر سالبية كهربية. جميع المواد ذات الروابط القطبية في المحاليل المائية تنفصل إلى أيونات وتوصل التيار الكهربائي. تتمتع المركبات التي ذكرناها أيضًا بدرجات انصهار وغليان أعلى مقارنة بالمواد اللافلزية البسيطة.

طرق تفكيك الروابط الكيميائية

في الكيمياء العضوية، تتبع الهيدروكربونات المشبعة والهالوجينات آلية جذرية. يتفاعل خليط من الميثان والكلور في الضوء وفي درجات الحرارة العادية بحيث تبدأ جزيئات الكلور في الانقسام إلى جزيئات تحمل إلكترونات غير متزاوجة. وبعبارة أخرى، لوحظ تدمير زوج الإلكترون المشترك وتشكيل الجذور النشطة للغاية -Cl. إنهم قادرون على التأثير على جزيئات الميثان بطريقة تؤدي إلى كسر الرابطة التساهمية بين ذرات الكربون والهيدروجين. ويتكون النوع النشط -H، ويقبل التكافؤ الحر لذرة الكربون جذر الكلور، ويكون منتج التفاعل الأول هو الكلوروميثان. تسمى آلية الانهيار الجزيئي هذه بالتحلل المتجانس. إذا تم نقل الزوج المشترك من الإلكترونات بالكامل إلى إحدى الذرات، فإنهم يتحدثون عن آلية التحلل المتغاير، وهي خاصية التفاعلات التي تحدث في المحاليل المائية. وفي هذه الحالة فإن جزيئات الماء القطبية ستزيد من معدل تدمير الروابط الكيميائية للمركب القابل للذوبان.

روابط مزدوجة وثلاثية

لا تحتوي الغالبية العظمى من المواد العضوية وبعض المركبات غير العضوية على زوج واحد من الإلكترونات المشتركة في جزيئاتها، بل تحتوي على عدة أزواج إلكترونية مشتركة. تعدد الروابط التساهمية يقلل المسافة بين الذرات ويزيد من ثبات المركبات. وعادة ما يشار إليها على أنها مقاومة كيميائيا. على سبيل المثال، يحتوي جزيء النيتروجين على ثلاثة أزواج من الإلكترونات؛ يتم تحديدها في الصيغة الهيكلية بثلاث شرطات وتحدد قوتها. إن مادة النيتروجين البسيطة خاملة كيميائيا ويمكن أن تتفاعل مع مركبات أخرى، مثل الهيدروجين أو الأكسجين أو المعادن، فقط عند تسخينها أو تحت ضغط مرتفع، أو في وجود المواد الحفازة.

الروابط المزدوجة والثلاثية متأصلة في فئات المركبات العضوية مثل هيدروكربونات الدايين غير المشبعة، وكذلك مواد سلسلة الإيثيلين أو الأسيتيلين. تحدد الروابط المتعددة الخواص الكيميائية الأساسية: تفاعلات الإضافة والبلمرة التي تحدث في أماكن كسرها.

قدمنا في مقالتنا وصفًا عامًا للروابط التساهمية وفحصنا أنواعها الرئيسية.

السالبية الكهربية هي قدرة الذرات على إزاحة الإلكترونات في اتجاهها 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:

كقاعدة عامة، تزداد السالبية الكهربية في فترات ("من اليسار إلى اليمين") مع زيادة العدد الذري، وتنخفض في المجموعات ("من الأعلى إلى الأسفل").

تعد أنماط التغيرات في السالبية الكهربية بين عناصر الكتلة d أكثر تعقيدًا.

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.

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.

تشمل المعادن معظم عناصر الجدول الدوري.

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.

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. في عقدها، جنبا إلى جنب مع الذرات، هناك 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.

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.