الرابطة التساهمية هي النوع الأكثر شيوعًا من الروابط الكيميائية، والتي تحدث من خلال التفاعلات مع نفس قيم السالبية الكهربية أو ما شابه ذلك.

الرابطة التساهمية هي رابطة بين الذرات باستخدام أزواج الإلكترون المشتركة.

بعد اكتشاف الإلكترون، جرت محاولات عديدة لتطوير نظرية إلكترونية للروابط الكيميائية. الأكثر نجاحا كانت أعمال لويس (1916)، الذي اقترح النظر في تكوين الرابطة نتيجة لظهور أزواج الإلكترون المشتركة بين ذرتين. وللقيام بذلك، تساهم كل ذرة بنفس العدد من الإلكترونات وتحاول أن تحيط نفسها بثماني أو ثنائي من الإلكترونات المميزة للتكوين الإلكتروني الخارجي للغازات النبيلة. بيانياً، يتم تصوير تكوين الروابط التساهمية بسبب الإلكترونات غير المتزاوجة باستخدام طريقة لويس باستخدام النقاط التي تشير إلى الإلكترونات الخارجية للذرة.

تكوين رابطة تساهمية وفقا لنظرية لويس

آلية تكوين الرابطة التساهمية

السمة الرئيسية للرابطة التساهمية هي وجود زوج إلكترون مشترك ينتمي إلى الذرتين المتصلتين كيميائياً، حيث أن وجود إلكترونين في مجال عمل نواتين يكون أكثر ملاءمة من الناحية الطاقة من وجود كل إلكترون في مجال عمل النواة. النواة الخاصة بها. يمكن أن يحدث تكوين زوج رابطة إلكترونية مشتركة من خلال آليات مختلفة، غالبًا من خلال التبادل، وأحيانًا من خلال آليات المانح والمتقبل.

وفقًا لمبدأ آلية التبادل لتكوين الرابطة التساهمية، فإن كل ذرة من الذرات المتفاعلة تزود نفس العدد من الإلكترونات ذات السبينات المضادة المتوازية لتكوين الرابطة. على سبيل المثال:

المخطط العام لتكوين الرابطة التساهمية: أ) حسب آلية التبادل. ب) وفقاً لآلية المانح والمتقبل

وفقا لآلية المتبرع والمتلقي، تحدث رابطة ثنائية الإلكترون عندما تتفاعل جزيئات مختلفة. واحد منهم هو المتبرع ج:يحتوي على زوج غير مشترك من الإلكترونات (أي زوج ينتمي إلى ذرة واحدة فقط)، والآخر مستقبل في- لديه مدار شاغر.

يسمى الجسيم الذي يوفر إلكترونين (زوج غير مشترك من الإلكترونات) للترابط بالمانح، ويسمى الجسيم ذو المدار الشاغر الذي يقبل زوج الإلكترون هذا بالمستقبل.

تسمى آلية تكوين رابطة تساهمية بسبب السحابة ثنائية الإلكترون لذرة واحدة والمدار الشاغر لذرة أخرى بآلية المانح والمستقبل.

يُطلق على الرابطة بين المانح والمستقبل اسم شبه قطبي، حيث تظهر شحنة موجبة فعالة جزئية δ+ على الذرة المانحة (نظرًا لحقيقة أن زوج الإلكترونات غير المشترك قد انحرف عنها)، وتظهر شحنة سالبة فعالة جزئية δ- على الذرة المستقبلة (بسبب وجود تحول في اتجاه زوج الإلكترون غير المشترك للجهة المانحة).

مثال على المتبرع البسيط لزوج الإلكترون هو أيون H — ، الذي يحتوي على زوج إلكترون غير مشترك. نتيجة إضافة أيون هيدريد سالب إلى الجزيء الذي تحتوي ذرته المركزية على مدار حر (موضح في الشكل كخلية كمية فارغة)، على سبيل المثال BH 3، يتكون أيون معقد BH 4 — بشحنة سالبة (N — + VN 3 ⟶⟶ [VN 4 ] -):

مستقبل زوج الإلكترون هو أيون الهيدروجين، أو ببساطة بروتون H +. إن إضافتها إلى جزيء تحتوي ذرته المركزية على زوج إلكترون غير مشترك، على سبيل المثال إلى NH 3، يؤدي أيضًا إلى تكوين أيون معقد NH 4 +، ولكن بشحنة موجبة:

طريقة رابطة التكافؤ

أولاً نظرية ميكانيكا الكم للترابط التساهميتم إنشاؤه من قبل هيتلر ولندن (في عام 1927) لوصف جزيء الهيدروجين، وتم تطبيقه لاحقًا بواسطة بولينج على الجزيئات متعددة الذرات. تسمى هذه النظرية طريقة رابطة التكافؤ، والتي يمكن تلخيص أحكامها الرئيسية باختصار على النحو التالي:

• يتم ربط كل زوج من الذرات في الجزيء معًا بواسطة زوج واحد أو أكثر من الإلكترونات المشتركة، مع تداخل مدارات الإلكترون للذرات المتفاعلة؛
• تعتمد قوة الرابطة على درجة تداخل مدارات الإلكترون؛
• شرط تكوين رابطة تساهمية هو الاتجاه المعاكس لدوران الإلكترون. ونتيجة لذلك، ينشأ مدار إلكتروني معمم بأعلى كثافة إلكترون في الفضاء النووي، مما يضمن جذب النوى المشحونة بشكل إيجابي لبعضها البعض ويصاحبه انخفاض في الطاقة الإجمالية للنظام.

تهجين المدارات الذرية

على الرغم من حقيقة أن الإلكترونات من المدارات s أو p أو d، التي لها أشكال مختلفة واتجاهات مختلفة في الفضاء، تشارك في تكوين روابط تساهمية، إلا أن هذه الروابط تكون متكافئة في العديد من المركبات. ولتفسير هذه الظاهرة تم تقديم مفهوم "التهجين".

التهجين هو عملية خلط ومحاذاة المدارات في الشكل والطاقة، يتم خلالها إعادة توزيع كثافة الإلكترونات في المدارات القريبة من الطاقة، ونتيجة لذلك تصبح متكافئة.

الأحكام الأساسية لنظرية التهجين:

1. أثناء التهجين، يتغير الشكل الأولي والمدارات بشكل متبادل، ويتم تشكيل مدارات جديدة مهجنة، ولكن بنفس الطاقة ونفس الشكل، مما يذكرنا بالرقم ثمانية غير المنتظم.
2. عدد المدارات المهجنة يساوي عدد مدارات الخرج المشاركة في التهجين.
3. يمكن للمدارات ذات الطاقات المماثلة (المدارات s و p لمستوى الطاقة الخارجي والمدارات d للمستويات الخارجية أو الأولية) المشاركة في التهجين.
4. تكون المدارات المهجنة أكثر استطالة في اتجاه تكوين الروابط الكيميائية، وبالتالي توفر تداخلًا أفضل مع مدارات الذرة المجاورة، ونتيجة لذلك تصبح أقوى من تلك التي تشكلها إلكترونات المدارات الفردية غير الهجينة.
5. نظرًا لتكوين روابط أقوى والتوزيع الأكثر تناسقًا لكثافة الإلكترون في الجزيء، يتم الحصول على زيادة في الطاقة، وهو ما يعوض استهلاك الطاقة المطلوب لعملية التهجين.
6. يجب أن تكون المدارات المهجنة موجهة في الفضاء بطريقة تضمن أقصى مسافة متبادلة عن بعضها البعض؛ في هذه الحالة تكون طاقة التنافر ضئيلة.
7. يتم تحديد نوع التهجين حسب نوع وعدد مدارات الخروج ويتغير حجم زاوية الرابطة وكذلك التكوين المكاني للجزيئات.

شكل المدارات المهجنة وزوايا الرابطة (الزوايا الهندسية بين محاور تماثل المدارات) حسب نوع التهجين: أ) التهجين sp؛ ب) س 2 التهجين. ج) س 3 التهجين

عند تكوين الجزيئات (أو الأجزاء الفردية من الجزيئات)، تحدث الأنواع التالية من التهجين في أغلب الأحيان:

المخطط العام للتهجين sp

يتم أيضًا وضع الروابط التي تتكون بمشاركة الإلكترونات من المدارات المهجنة sp بزاوية 180 0، مما يؤدي إلى شكل خطي للجزيء. لوحظ هذا النوع من التهجين في هاليدات عناصر المجموعة الثانية (Be، Zn، Cd، Hg)، والتي تحتوي ذراتها في حالة التكافؤ على إلكترونات s و p غير متزاوجة. الشكل الخطي هو أيضًا سمة من سمات جزيئات العناصر الأخرى (0=C=0,HC≡CH)، حيث تتشكل الروابط بواسطة ذرات sp-مهجنة.

مخطط تهجين sp2 للمدارات الذرية والشكل المثلث المسطح للجزيء الناتج عن تهجين sp2 للمدارات الذرية

هذا النوع من التهجين هو الأكثر شيوعًا بالنسبة لجزيئات عناصر p من المجموعة الثالثة، التي يكون لذراتها في الحالة المثارة بنية إلكترونية خارجية ns 1 np 2، حيث n هو عدد الفترة التي يوجد فيها العنصر . وهكذا، في الجزيئات BF 3، BCl 3، AlF 3 وغيرها من الروابط تتشكل بسبب sp 2 المدارات المهجنة للذرة المركزية.

مخطط sp 3 تهجين المدارات الذرية

وضع المدارات المهجنة للذرة المركزية بزاوية 109 0 28` يجعل الجزيئات لها شكل رباعي السطوح. وهذا أمر نموذجي جدًا بالنسبة للمركبات المشبعة من الكربون رباعي التكافؤ CH 4 وCCl 4 وC 2 H 6 والألكانات الأخرى. أمثلة على مركبات العناصر الأخرى ذات البنية الرباعية بسبب sp 3 - تهجين مدارات التكافؤ للذرة المركزية هي الأيونات التالية: BH 4 -, BF 4 -, PO 4 3-, SO 4 2-, FeCl 4 - .

المخطط العام للتهجين sp 3D

يوجد هذا النوع من التهجين في أغلب الأحيان في الهاليدات اللافلزية. مثال على ذلك هو بنية كلوريد الفوسفور PCl 5، أثناء تكوين ذرة الفوسفور (P ... 3s 2 3p 3) تدخل أولاً في حالة مثارة (P ... 3s 1 3p 3 3d 1)، ثم يخضع للتهجين s 1 p 3 d - تصبح خمس مدارات ذات إلكترون واحد متكافئة وموجهة بنهاياتها الممدودة نحو زوايا الهرم الثنائي المثلثي العقلي. يحدد هذا شكل جزيء PCl 5، الذي يتكون من تداخل مدارات مهجنة من خمس s 1 p 3 d مع مدارات 3p المكونة من خمس ذرات كلور.

1. س - التهجين. عندما يتم الجمع بين مدار s-i وواحد p، ينشأ مداران مهجنان sp، يقعان بشكل متناظر بزاوية 180 0.
2. س 2 - التهجين. يؤدي الجمع بين مدارات s واثنتين p إلى تكوين روابط sp 2 -هجينة تقع بزاوية 120 0، وبالتالي فإن الجزيء يأخذ شكل مثلث منتظم.
3. س 3 - التهجين. يؤدي الجمع بين المدارات الأربعة - واحد s- وثلاثة p - إلى sp 3 - التهجين، حيث تكون المدارات المهجنة الأربعة موجهة بشكل متماثل في الفضاء إلى القمم الأربعة لرباعي السطوح، أي بزاوية 109 0 28 ` .
4. س 3 د - التهجين. يعطي الجمع بين مدارات s- وثلاثة p- وواحد d تهجينًا sp 3 d، والذي يحدد الاتجاه المكاني للمدارات المهجنة الخمسة sp 3 d إلى قمم الهرم الثنائي الثلاثي.
5. أنواع أخرى من التهجين. في حالة التهجين sp 3 d 2، يتم توجيه ستة مدارات مهجنة sp 3 d 2 نحو رؤوس المجسم الثماني. يتوافق اتجاه المدارات السبعة إلى رؤوس الهرم الثنائي الخماسي مع تهجين sp 3 d 3 (أو أحيانًا sp 3 d 2 f) لمدارات التكافؤ للذرة المركزية للجزيء أو المركب.

تشرح طريقة التهجين المداري الذري التركيب الهندسي لعدد كبير من الجزيئات، ومع ذلك، وفقًا للبيانات التجريبية، يتم ملاحظة الجزيئات ذات زوايا الارتباط المختلفة قليلاً في كثير من الأحيان. على سبيل المثال، في الجزيئات CH 4 وNH 3 وH 2 O، تكون الذرات المركزية في الحالة sp 3 المهجنة، لذلك يتوقع المرء أن تكون زوايا الرابطة فيها رباعية السطوح (~ 109.5 0). لقد ثبت تجريبيًا أن زاوية الرابطة في جزيء CH 4 هي في الواقع 109.5 0. ومع ذلك، في جزيئات NH 3 وH 2 O، تنحرف قيمة زاوية الرابطة عن زاوية رباعي السطوح: فهي تساوي 107.3 0 في جزيء NH 3 و104.5 0 في جزيء H 2 O. يتم تفسير هذه الانحرافات بواسطة وجود زوج إلكترون غير مشترك على ذرات النيتروجين والأكسجين. المدار ثنائي الإلكترون، والذي يحتوي على زوج غير مشترك من الإلكترونات، بسبب كثافته المتزايدة، يطرد مدارات التكافؤ ذات إلكترون واحد، مما يؤدي إلى انخفاض زاوية الرابطة. بالنسبة لذرة النيتروجين في جزيء NH 3، من أصل أربعة مدارات مهجنة sp 3، تشكل ثلاثة مدارات ذات إلكترون واحد روابط مع ثلاث ذرات H، ويحتوي المدار الرابع على زوج غير مشترك من الإلكترونات.

زوج إلكترون غير مرتبط يحتل أحد المدارات المهجنة sp 3 الموجهة نحو رؤوس رباعي الأسطح، ويتنافر مع مدارات الإلكترون الواحد، ويسبب توزيعًا غير متماثل لكثافة الإلكترون المحيطة بذرة النيتروجين، ونتيجة لذلك، يضغط الرابطة الزاوية 107.30 لوحظت صورة مماثلة لانخفاض زاوية الرابطة من 109.5 0 إلى 107 0 نتيجة لعمل زوج إلكترون غير مشترك من ذرة N في جزيء NCl 3.

انحراف زاوية الرابطة عن رباعي السطوح (109.5 0) في الجزيء: أ) NH3؛ ب) NCl3

تحتوي ذرة الأكسجين الموجودة في جزيء H 2 O على مدارين أحاديي الإلكترون ومدارين ثنائيي الإلكترون لكل أربعة مدارات مهجنة sp 3. تشارك المدارات المهجنة ذات الإلكترون الواحد في تكوين رابطتين مع ذرتين H، ويظل زوجان من إلكترونين غير مشتركين، أي ينتميان فقط إلى ذرة H. وهذا يزيد من عدم تناسق توزيع كثافة الإلكترون حول ذرة O و يقلل من زاوية الرابطة مقارنة بالرباعي السطوح إلى 104.5 0.

وبالتالي، فإن عدد أزواج الإلكترونات غير المرتبطة بالذرة المركزية ووضعها في المدارات المهجنة يؤثر على التكوين الهندسي للجزيئات.

خصائص الرابطة التساهمية

تحتوي الرابطة التساهمية على مجموعة من الخصائص المحددة التي تحدد سماتها أو خصائصها المحددة. هذه، بالإضافة إلى خصائص "طاقة الرابطة" و"طول الرابطة" التي تمت مناقشتها بالفعل، تشمل: زاوية الرابطة، والتشبع، والاتجاهية، والقطبية، وما شابه.

1. زاوية السندات- هذه هي الزاوية بين محاور الرابطة المجاورة (أي الخطوط الشرطية المرسومة عبر نوى الذرات المرتبطة كيميائيًا في الجزيء). يعتمد حجم زاوية الرابطة على طبيعة المدارات ونوع تهجين الذرة المركزية وتأثير أزواج الإلكترونات غير المشتركة التي لا تشارك في تكوين الروابط.

2. التشبع. تتمتع الذرات بالقدرة على تكوين روابط تساهمية ، والتي يمكن تكوينها أولاً عن طريق آلية التبادل بسبب الإلكترونات غير المتزاوجة للذرة غير المثارة وبسبب تلك الإلكترونات غير المتزاوجة التي تنشأ نتيجة إثارةها ، وثانيًا عن طريق المانح - آلية القبول . ومع ذلك، فإن العدد الإجمالي للروابط التي يمكن للذرة أن تشكلها محدود.

التشبع هو قدرة ذرة عنصر ما على تكوين عدد معين ومحدود من الروابط التساهمية مع ذرات أخرى.

وهكذا، في الفترة الثانية، التي تحتوي على أربعة مدارات على مستوى الطاقة الخارجي (واحد s- وثلاثة p-)، تشكل روابط، لا يتجاوز عددها أربعة. يمكن لذرات عناصر فترات أخرى ذات عدد أكبر من المدارات على المستوى الخارجي أن تشكل المزيد من الروابط.

3. التركيز. وفقًا لهذه الطريقة، فإن الرابطة الكيميائية بين الذرات ترجع إلى تداخل المدارات، والتي، باستثناء المدارات s، لها اتجاه معين في الفضاء، مما يؤدي إلى اتجاه الرابطة التساهمية.

اتجاه الرابطة التساهمية هو ترتيب كثافة الإلكترون بين الذرات، والذي يتم تحديده من خلال الاتجاه المكاني لمدارات التكافؤ ويضمن أقصى تداخل بينها.

وبما أن مدارات الإلكترون لها أشكال مختلفة واتجاهات مختلفة في الفضاء، فيمكن تحقيق تداخلها المتبادل بطرق مختلفة. اعتمادًا على هذا، يتم التمييز بين الروابط σ- وπ- وδ.

رابطة سيجما (رابطة σ) عبارة عن تداخل لمدارات الإلكترون بحيث تتركز كثافة الإلكترون القصوى على طول خط وهمي يربط بين النواتين.

يمكن تكوين رابطة سيجما بواسطة إلكترونين s، أو إلكترونين s وإلكترون واحد p، أو إلكترونين p، أو إلكترونين d. تتميز هذه الرابطة بوجود منطقة واحدة من تداخل مدارات الإلكترون؛ وهي دائمًا مفردة، أي أنها تتكون من زوج إلكترون واحد فقط.

إن تنوع أشكال التوجه المكاني للمدارات "النقية" والمدارات المهجنة لا يسمح دائمًا بإمكانية تداخل المدارات على محور الرابطة. يمكن أن يحدث تداخل مدارات التكافؤ على جانبي محور الرابطة، وهو ما يسمى بالتداخل "الجانبي"، والذي يحدث غالبًا أثناء تكوين روابط π.

رابطة باي (رابطة π) هي تداخل لمدارات الإلكترون حيث تتركز كثافة الإلكترون القصوى على جانبي الخط الذي يربط النوى الذرية (أي محور الرابطة).

يمكن تشكيل رابطة باي من خلال تفاعل مدارين متوازيين p، أو مدارين d، أو مجموعات أخرى من المدارات التي لا تتطابق محاورها مع محور الرابطة.

مخططات لتشكيل روابط π بين ذرات A و B الشرطية مع التداخل الجانبي للمدارات الإلكترونية

4. التعدد.يتم تحديد هذه الخاصية من خلال عدد أزواج الإلكترونات المشتركة التي تربط الذرات. يمكن أن تكون الرابطة التساهمية مفردة (مفردة)، مزدوجة أو ثلاثية. تسمى الرابطة بين ذرتين باستخدام زوج إلكترون مشترك رابطة أحادية، وزوجين من الإلكترونات رابطة مزدوجة، وثلاثة أزواج إلكترونات رابطة ثلاثية. وهكذا، في جزيء الهيدروجين H 2، ترتبط الذرات برابطة واحدة (H-H)، في جزيء الأكسجين O 2 - برابطة مزدوجة (B = O)، في جزيء النيتروجين N 2 - برابطة ثلاثية (N). ≡ن). لتعدد الروابط أهمية خاصة في المركبات العضوية - الهيدروكربونات ومشتقاتها: في الإيثان C 2 H 6 يوجد رابطة واحدة (CC) بين ذرات C، وفي الإيثيلين C 2 H 4 يوجد رابطة مزدوجة (C = C) في الأسيتيلين C 2 H 2 - ثلاثي (C ≡ C) (C≡C).

يؤثر تعدد الروابط على الطاقة: فكلما زاد التعدد زادت قوتها. تؤدي زيادة التعددية إلى انخفاض المسافة بين النوى (طول الرابطة) وزيادة طاقة الربط.

تعدد الروابط بين ذرات الكربون: أ) رابطة σ مفردة في الإيثان H3C-CH3؛ ب) رابطة σ+π مزدوجة في الإيثيلين H2C = CH2؛ ج) الرابطة الثلاثية σ+π+π في الأسيتيلين HC≡CH

5. القطبية والاستقطاب. يمكن تحديد موقع كثافة الإلكترون للرابطة التساهمية بشكل مختلف في الفضاء النووي.

القطبية هي خاصية الرابطة التساهمية، والتي يتم تحديدها من خلال موقع كثافة الإلكترون في الفضاء النووي بالنسبة للذرات المتصلة.

اعتمادًا على موقع كثافة الإلكترون في الفضاء النووي، يتم التمييز بين الروابط التساهمية القطبية وغير القطبية. الرابطة غير القطبية هي رابطة تقع فيها السحابة الإلكترونية المشتركة بشكل متناظر بالنسبة إلى نوى الذرات المتصلة وتنتمي بالتساوي إلى كلتا الذرتين.

تسمى الجزيئات التي تحتوي على هذا النوع من الروابط غير القطبية أو متجانسة النواة (أي تلك التي تحتوي على ذرات من نفس العنصر). تتجلى الرابطة غير القطبية عادةً في الجزيئات متجانسة النواة (H 2 , Cl 2 , N 2 ، إلخ.) أو، بشكل أقل شيوعًا، في المركبات التي تتكون من ذرات العناصر ذات قيم السالبية الكهربية المماثلة، على سبيل المثال، carborundum SiC. القطبية (أو غير المتجانسة) هي رابطة تكون فيها السحابة الإلكترونية الكلية غير متماثلة وتتحول نحو إحدى الذرات.

تسمى الجزيئات ذات الروابط القطبية قطبية أو نووية غير متجانسة. في الجزيئات ذات الرابطة القطبية، ينزاح زوج الإلكترون المعمم نحو الذرة ذات السالبية الكهربية الأعلى. ونتيجة لذلك، تظهر على هذه الذرة شحنة سالبة جزئية معينة (δ-)، والتي تسمى فعالة، والذرة ذات السالبية الكهربية المنخفضة لها شحنة موجبة جزئية (δ+) بنفس الحجم ولكن معاكسة في الإشارة. على سبيل المثال، ثبت تجريبيًا أن الشحنة الفعالة على ذرة الهيدروجين في جزيء كلوريد الهيدروجين HCl هي δH=+0.17، وعلى ذرة الكلور δCl=-0.17 من شحنة الإلكترون المطلقة.

لتحديد الاتجاه الذي ستتحول فيه كثافة الإلكترونات في الرابطة التساهمية القطبية، من الضروري مقارنة إلكترونات الذرتين. ومن أجل زيادة السالبية الكهربية، يتم ترتيب العناصر الكيميائية الأكثر شيوعًا بالتسلسل التالي:

تسمى الجزيئات القطبية ثنائيات القطب — الأنظمة التي لا تتطابق فيها مراكز ثقل الشحنات الموجبة للنواة والشحنات السالبة للإلكترونات.

ثنائي القطب هو نظام عبارة عن مزيج من شحنتين كهربائيتين متساويتين في الحجم ومتعاكستين في الإشارة، وتقعان على مسافة معينة من بعضهما البعض.

تسمى المسافة بين مراكز الجذب بطول ثنائي القطب ويشار إليها بالحرف l. تتميز قطبية الجزيء (أو الرابطة) كميًا بعزم ثنائي القطب μ، والذي في حالة الجزيء ثنائي الذرة يساوي ناتج طول ثنائي القطب وشحنة الإلكترون: μ=el.

في وحدات SI، يتم قياس عزم ثنائي القطب بـ [C × m] (متر كولوم)، لكن الوحدة الإضافية النظامية [D] (ديباي) تستخدم في أغلب الأحيان: 1D = 3.33 · 10 -30 C × m تتراوح العزوم ثنائية القطب للجزيئات التساهمية بين 0-4 D، والأيونية - 4-11 D. كلما زاد طول ثنائي القطب، زاد قطبية الجزيء.

يمكن أن تنزاح السحابة الإلكترونية المشتركة في الجزيء تحت تأثير مجال كهربائي خارجي، بما في ذلك مجال جزيء أو أيون آخر.

الاستقطاب هو تغير في قطبية الرابطة نتيجة لإزاحة الإلكترونات المكونة للرابطة تحت تأثير مجال كهربائي خارجي، بما في ذلك مجال القوة لجسيم آخر.

تعتمد قابلية الاستقطاب للجزيء على حركة الإلكترونات، والتي تكون أقوى كلما زادت المسافة من النواة. بالإضافة إلى ذلك، تعتمد قابلية الاستقطاب على اتجاه المجال الكهربائي وعلى قدرة السحب الإلكترونية على التشوه. تحت تأثير مجال خارجي، تصبح الجزيئات غير القطبية قطبية، وتصبح الجزيئات القطبية أكثر قطبية، أي أنه يتم إحداث ثنائي القطب في الجزيئات، وهو ما يسمى ثنائي القطب المخفض أو المستحث.

مخطط لتشكيل ثنائي القطب المستحث (المخفض) من جزيء غير قطبي تحت تأثير مجال القوة للجسيم القطبي - ثنائي القطب

على عكس الثنائيات الدائمة، تنشأ ثنائيات القطب المستحثة فقط تحت تأثير مجال كهربائي خارجي. لا يمكن أن يتسبب الاستقطاب في قابلية استقطاب الرابطة فحسب، بل أيضًا في تمزقها، حيث يحدث نقل زوج الإلكترون المتصل إلى إحدى الذرات وتتشكل أيونات سالبة وإيجابية الشحنة.

تحدد قطبية الروابط التساهمية وقابليتها للاستقطاب تفاعل الجزيئات تجاه الكواشف القطبية.

خواص المركبات ذات الروابط التساهمية

تنقسم المواد ذات الروابط التساهمية إلى مجموعتين غير متكافئتين: الجزيئية والذرية (أو غير الجزيئية)، والتي يوجد منها عدد أقل بكثير من المواد الجزيئية.

في ظل الظروف العادية، يمكن للمركبات الجزيئية أن تكون في حالات مختلفة من التجميع: في شكل غازات (CO 2، NH 3، CH 4، Cl 2، O 2، NH 3)، سوائل شديدة التقلب (Br 2، H 2 O، C 2 H 5 OH ) أو المواد البلورية الصلبة، ومعظمها، حتى مع التسخين الطفيف للغاية، يمكن أن تذوب بسرعة وتتسامى بسهولة (S 8، P 4، I 2، السكر C 12 H 22 O 11، "الثلج الجاف" CO 2).

يتم تفسير درجات حرارة الانصهار والتسامي والغليان المنخفضة للمواد الجزيئية من خلال قوى التفاعل بين الجزيئات الضعيفة جدًا في البلورات. ولهذا السبب لا تتميز البلورات الجزيئية بقوة كبيرة وصلابة وموصلية كهربائية (الثلج أو السكر). وفي هذه الحالة، تتمتع المواد ذات الجزيئات القطبية بدرجات انصهار وغليان أعلى من تلك ذات الجزيئات غير القطبية. بعضها قابل للذوبان في أو في المذيبات القطبية الأخرى. على العكس من ذلك، فإن المواد ذات الجزيئات غير القطبية تذوب بشكل أفضل في المذيبات غير القطبية (البنزين، رابع كلوريد الكربون). وبالتالي، فإن اليود، الذي جزيئاته غير قطبية، لا يذوب في الماء القطبي، ولكنه يذوب في CCl4 غير القطبي والكحول منخفض القطبية.

تشكل المواد غير الجزيئية (الذرية) ذات الروابط التساهمية (الماس، والجرافيت، والسيليكون Si، والكوارتز SiO 2، والكربوروندوم SiC وغيرها) بلورات قوية للغاية، باستثناء الجرافيت، الذي يحتوي على هيكل متعدد الطبقات. على سبيل المثال، الشبكة البلورية الماسية عبارة عن إطار منتظم ثلاثي الأبعاد حيث ترتبط كل ذرة كربون مهجنة sp 3 بأربع ذرات مجاورة بروابط σ. في الواقع، بلورة الماس بأكملها عبارة عن جزيء ضخم وقوي جدًا. بلورات السيليكون، التي تستخدم على نطاق واسع في الإلكترونيات الراديوية والهندسة الإلكترونية، لها بنية مماثلة. إذا استبدلت نصف ذرات C في الماس بذرات Si دون الإخلال بالبنية الهيكلية للبلورة، فستحصل على بلورة من الكربورندوم - كربيد السيليكون SiC - وهي مادة صلبة جدًا تستخدم كمادة كاشطة. وإذا تم إدراج ذرة O في الشبكة البلورية للسيليكون بين كل ذرتين Si، فسيتم تشكيل البنية البلورية للكوارتز SiO 2 - وهي أيضًا مادة صلبة جدًا، ويتم استخدام مجموعة متنوعة منها أيضًا كمواد كاشطة.

بلورات الماس والسيليكون والكوارتز والهياكل المماثلة هي بلورات ذرية وهي عبارة عن "جزيئات فائقة" ضخمة، لذلك لا يمكن تصوير صيغها الهيكلية بالكامل، ولكن فقط في شكل جزء منفصل، على سبيل المثال:

بلورات من الماس والسيليكون والكوارتز

تصنف البلورات غير الجزيئية (الذرية)، التي تتكون من ذرات عنصر أو عنصرين مترابطين بروابط كيميائية، على أنها مواد حرارية. تنتج درجات حرارة الانصهار المرتفعة عن الحاجة إلى إنفاق كمية كبيرة من الطاقة لكسر الروابط الكيميائية القوية عند ذوبان البلورات الذرية، وليس عن التفاعلات الضعيفة بين الجزيئات، كما في حالة المواد الجزيئية. لنفس السبب، لا تذوب العديد من البلورات الذرية عند تسخينها، ولكنها تتحلل أو تدخل على الفور في حالة بخار (التسامي)، على سبيل المثال، يتسامى الجرافيت عند 3700 درجة مئوية.

المواد غير الجزيئية ذات الروابط التساهمية غير قابلة للذوبان في الماء والمذيبات الأخرى، ومعظمها لا يوصل التيار الكهربائي (باستثناء الجرافيت، وهو موصل بطبيعته، وأشباه الموصلات - السيليكون، والجرمانيوم، وما إلى ذلك).

طول الرابطة التساهميةنسمي المسافة بين نوى الذرات التي تشكل الرابطة. ويرتبط طول الرابطة ارتباطًا مباشرًا بنصف قطر الذرة، فكلما كان أكبر، كانت الرابطة أطول.

قيم نصف القطر التساهمي لبعض الذرات (مساء؛ 10 -12 م):

• ح = 30 م؛
• و = 58؛
• س = 73؛
• ن = 75؛
• ج = 77؛
• الكلور = 99؛
• ق = 103؛
• ف = 110؛
• سي = 118؛
• آل = 130.

في الجزيئات المتناظرة (H 2، F 2، Cl 2 ...) يسمى نصف طول الرابطة نصف القطر التساهمي. بمعرفة نصف القطر التساهمي، من السهل جدًا حساب طول الرابطة التساهمية في الجزيء. على سبيل المثال، طول الرابطة التساهمية لجزيء HF = 30 + 58 = 88 م.

2. طاقة الرابطة التساهمية

تحت طاقة الرابطة التساهمية(معبرًا عنها بـ kcal/mol أو kJ/mol) تشير عادةً إلى الطاقة اللازمة لكسر الرابطة (عندما تتشكل رابطة تساهمية، يتم تحرير الطاقة، وعندما يتم كسرها، يتم امتصاصها). كلما زادت طاقة الربط، كلما كانت الرابطة أقوى.

تعتمد طاقة الرابطة على طولها، فكلما كانت الرابطة أطول في الجزيء، كان من الأسهل كسرها (باستخدام طاقة أقل).

طاقات الربط لبعض الجزيئات (kJ/mol):

• H2 = 453 (طول السندات = 60 م)؛
• Cl2 = 242 (198 م)؛
• حمض الهيدروكلوريك = 431 (129 م).

3. قطبية الرابطة التساهمية

تعرض هذه الخاصية موقع زوج الإلكترون المكون من ذرتين يشكلان رابطة. تعتمد درجة قطبية الرابطة على السالبية الكهربية للذرات التي تشكل الرابطة (كلما كانت أكبر كلما زادت قطبية الرابطة). تحتوي الرابطة التساهمية الأكثر قطبية على زوج مشترك من الإلكترونات ينزاح أكثر نحو الذرة الأكثر سالبية كهربية (انظر مفهوم السالبية الكهربية).

السالبية الكهربية هي قيمة جدولية يتم تحديدها باستخدام مقياس بولينج. والأهم من ذلك بكثير أن نعرف ليس السالبية الكهربية للذرة نفسها، ولكن الفرق بين هذه القيم في الجزيء - أي الذرات أكثر سالبية كهربية وأيها أقل.

يتم قياس قطبية الرابطة التساهمية باستخدام لحظة ثنائي القطب(μ)، في حين يتم استدعاء نظام من شحنتين متكافئتين، ولكن متعاكستين في الإشارة ثنائي القطب.

من المهم جدًا التمييز بين عزم ثنائي القطب للرابطة التساهمية (قطبيتها) وعزم ثنائي القطب للجزيء ككل. في الجزيئات ثنائية الذرة البسيطة، تكون هاتان المعلمتان متساويتين. لوحظت صورة مختلفة تمامًا في الجزيئات المعقدة، حيث تكون عزم ثنائي القطب للجزيء هو مجموع ناقلات لحظات ثنائي القطب للروابط الفردية.

4. قابلية استقطاب الروابط التساهمية

تعكس قابلية الاستقطاب مدى قدرة الإلكترونات على التحرك تحت تأثير مجال كهربائي خارجي يتولد عن الأيونات أو الجزيئات القطبية الأخرى.

تتناسب قابلية استقطاب الرابطة التساهمية بشكل مباشر مع طولها، وهو أمر منطقي بشكل عام - فكلما ابتعد الإلكترون عن نواة الذرة، كلما كان انجذابه أضعف، وبالتالي، يكون من الأسهل التحول عندما تتعرض للمؤثرات الخارجية. وبالتالي، مع زيادة طول الرابطة، تزداد قابليتها للاستقطاب، مما يؤدي بدوره إلى زيادة قوة الأحماض (على سبيل المثال، حمض الهيدروديك أقوى من حمض الهيدروفلوريك).

إن قابلية الاستقطاب وقطبية الرابطة هي كميات تعتمد بشكل عكسي: الرابطة الأقل قطبية تكون أكثر استقطابا، والعكس صحيح.

5. تشبع الروابط التساهمية

التشبع هو قدرة الذرة على تكوين عدد معين من الروابط التساهمية - تميل جميع إلكترونات الذرة "غير المتزاوجة" إلى المشاركة في تكوين الرابطة. على سبيل المثال، تحتوي ذرة الهيدروجين على إلكترون واحد غير متزاوج، بينما تحتوي ذرة النيتروجين على ثلاثة إلكترونات. لهذا السبب، فإن المركب الكيميائي الأكثر ثباتًا هو NH 3، وليس NH أو NH 2.

6. اتجاه الرابطة التساهمية

الاتجاهية تميز الاتجاه المكاني للرابطة التساهمية بالنسبة للروابط الأخرى للجزيء. في الجزيئات، تعاني إلكترونات الروابط التساهمية والأزواج الحرة من الإلكترونات باستمرار من التنافر المتبادل، ونتيجة لذلك يتم ترتيب الروابط التساهمية بحيث تتوافق زاوية الرابطة بينها مع مبدأ التنافر الأقل بين الإلكترونات (على سبيل المثال، في جزيء الماء زاوية الرابطة 104.5 درجة).

7. تعدد الروابط التساهمية

في بعض الحالات، ليس واحدًا، بل اثنين (رابطة مزدوجة) أو ثلاثة (رابطة ثلاثية) قد تظهر أزواج إلكترونية مشتركة (ما يسمى بالروابط المتعددة) بين الذرات.

تتكون الرابطة التساهمية المزدوجة من ذرات تحتوي على إلكترونين غير متزاوجين؛ ثلاثي - للذرات التي تحتوي على ثلاثة إلكترونات غير متزاوجة (انظر الروابط المتعددة).

كما يتبين من الجدول أدناه، فإن جزيء النيتروجين "أقوى" بحوالي 7 مرات من جزيء الفلور.

جدول اعتماد طول وقوة الرابطة التساهمية على تعددها.

من النادر جدًا أن تتكون المواد الكيميائية من ذرات فردية غير مرتبطة بالعناصر الكيميائية. في الظروف العادية، عدد قليل فقط من الغازات التي تسمى الغازات النبيلة لها هذا التركيب: الهيليوم، النيون، الأرجون، الكريبتون، الزينون والرادون. في أغلب الأحيان، لا تتكون المواد الكيميائية من ذرات معزولة، بل من مجموعاتها في مجموعات مختلفة. يمكن لمثل هذه الارتباطات من الذرات أن يصل عددها إلى بضعة أو مئات أو آلاف أو حتى أكثر من الذرات. تسمى القوة التي تحمل هذه الذرات في مثل هذه المجموعات الرابطة الكيميائية.

بمعنى آخر، يمكننا القول أن الرابطة الكيميائية هي تفاعل يوفر اتصال الذرات الفردية بهياكل أكثر تعقيدًا (الجزيئات، والأيونات، والجذور، والبلورات، وما إلى ذلك).

السبب في تكوين الرابطة الكيميائية هو أن طاقة الهياكل الأكثر تعقيدًا أقل من الطاقة الإجمالية للذرات الفردية التي تشكلها.

لذلك، على وجه الخصوص، إذا كان تفاعل الذرات X و Y ينتج جزيء XY، فهذا يعني أن الطاقة الداخلية لجزيئات هذه المادة أقل من الطاقة الداخلية للذرات الفردية التي تشكلت منها:

ه(س ص)< E(X) + E(Y)

ولهذا السبب، عندما تتشكل الروابط الكيميائية بين الذرات الفردية، يتم إطلاق الطاقة.

تسمى إلكترونات طبقة الإلكترون الخارجية ذات طاقة الارتباط الأدنى بالنواة التكافؤ. على سبيل المثال، في البورون هذه إلكترونات من مستوى الطاقة الثاني - 2 إلكترون لكل 2 ق-المدارات و 1 بنسبة 2 ص-المدارات:

عندما تتشكل رابطة كيميائية، فإن كل ذرة تميل إلى الحصول على الترتيب الإلكتروني لذرات الغازات النبيلة، أي. بحيث يكون في طبقته الإلكترونية الخارجية 8 إلكترونات (2 لعناصر الدورة الأولى). وتسمى هذه الظاهرة بقاعدة الثمانيات.

من الممكن للذرات أن تصل إلى التكوين الإلكتروني للغاز النبيل إذا كانت الذرات المفردة في البداية تشترك في بعض إلكترونات التكافؤ مع ذرات أخرى. في هذه الحالة، يتم تشكيل أزواج الإلكترون المشتركة.

اعتمادًا على درجة مشاركة الإلكترون، يمكن تمييز الروابط التساهمية والأيونية والمعدنية.

الرابطة التساهمية

غالبًا ما تحدث الروابط التساهمية بين ذرات العناصر اللافلزية. إذا كانت الذرات اللافلزية التي تشكل رابطة تساهمية تنتمي إلى عناصر كيميائية مختلفة، فإن مثل هذه الرابطة تسمى رابطة تساهمية قطبية. ويكمن سبب هذا الاسم في حقيقة أن ذرات العناصر المختلفة لها أيضًا قدرات مختلفة على جذب زوج إلكترون مشترك. ومن الواضح أن هذا يؤدي إلى إزاحة زوج الإلكترون المشترك نحو إحدى الذرات، ونتيجة لذلك تتشكل عليه شحنة سالبة جزئية. وفي المقابل، تتشكل شحنة موجبة جزئية على الذرة الأخرى. على سبيل المثال، في جزيء كلوريد الهيدروجين، ينتقل زوج الإلكترونات من ذرة الهيدروجين إلى ذرة الكلور:

أمثلة على المواد ذات الروابط التساهمية القطبية:

CCl 4، H 2 S، CO 2، NH 3، SiO 2، إلخ.

تتشكل رابطة تساهمية غير قطبية بين الذرات اللافلزية لنفس العنصر الكيميائي. وبما أن الذرات متطابقة، فإن قدرتها على جذب الإلكترونات المشتركة هي نفسها أيضًا. في هذا الصدد، لم يلاحظ أي إزاحة لزوج الإلكترون:

الآلية المذكورة أعلاه لتشكيل رابطة تساهمية، عندما توفر كلتا الذرتين إلكترونات لتكوين أزواج إلكترونية مشتركة، تسمى التبادل.

هناك أيضًا آلية المانحين والمتقبلين.

عندما تتشكل رابطة تساهمية بواسطة آلية المانح والمستقبل، يتم تشكيل زوج إلكترون مشترك بسبب المدار المملوء لذرة واحدة (بإلكترونين) والمدار الفارغ لذرة أخرى. تسمى الذرة التي توفر زوجًا وحيدًا من الإلكترونات بالمانحة، والذرة التي لها مدار شاغر تسمى بالمستقبلة. الذرات التي تحتوي على إلكترونات مقترنة، على سبيل المثال N، O، P، S، تعمل كمتبرعين لأزواج الإلكترونات.

على سبيل المثال، وفقًا لآلية المانح والمستقبل، يتم تشكيل الرابطة التساهمية الرابعة N-H في كاتيون الأمونيوم NH 4 +:

بالإضافة إلى القطبية، تتميز الروابط التساهمية أيضًا بالطاقة. طاقة الرابطة هي الحد الأدنى من الطاقة اللازمة لكسر الرابطة بين الذرات.

تتناقص طاقة الارتباط مع زيادة نصف قطر الذرات المرتبطة. وبما أننا نعلم أن نصف القطر الذري يزداد أسفل المجموعات الفرعية، فيمكننا، على سبيل المثال، أن نستنتج أن قوة رابطة الهالوجين والهيدروجين تزداد في السلسلة:

أهلاً< HBr < HCl < HF

كما أن طاقة الرابطة تعتمد على تعددها، فكلما زاد تعدد الرابطة، زادت طاقتها. يشير تعدد السندات إلى عدد أزواج الإلكترون المشتركة بين ذرتين.

الرابطة الأيونية

يمكن اعتبار الرابطة الأيونية حالة متطرفة للرابطة التساهمية القطبية. إذا تم إزاحة زوج الإلكترون المشترك جزئيًا في الرابطة التساهمية القطبية إلى إحدى زوج الذرات، فإنه في الرابطة الأيونية يتم "إعطاؤه" بالكامل تقريبًا إلى إحدى الذرات. الذرة التي تمنح الإلكترون (الإلكترونات) تكتسب شحنة موجبة وتصبح كاتيونوالذرة التي أخذت منها إلكترونات تكتسب شحنة سالبة وتصبح أنيون.

وبالتالي، فإن الرابطة الأيونية هي رابطة تتشكل نتيجة لجذب الكاتيونات إلى الأنيونات الكهروستاتيكية.

يعد تكوين هذا النوع من الروابط أمرًا نموذجيًا أثناء تفاعل ذرات المعادن النموذجية واللافلزات النموذجية.

على سبيل المثال، فلوريد البوتاسيوم. ويتكون كاتيون البوتاسيوم عن طريق إزالة إلكترون واحد من ذرة متعادلة، ويتكون أيون الفلور عن طريق إضافة إلكترون واحد إلى ذرة الفلور:

تنشأ قوة جذب إلكتروستاتيكية بين الأيونات الناتجة، مما يؤدي إلى تكوين مركب أيوني.

عندما تتشكل رابطة كيميائية، تنتقل الإلكترونات من ذرة الصوديوم إلى ذرة الكلور وتتكون أيونات مشحونة بشكل معاكس، والتي لها مستوى طاقة خارجي مكتمل.

لقد ثبت أن الإلكترونات من ذرة المعدن لا تنفصل تمامًا، ولكنها تنزاح فقط نحو ذرة الكلور، كما هو الحال في الرابطة التساهمية.

معظم المركبات الثنائية التي تحتوي على ذرات معدنية تكون أيونية. على سبيل المثال، الأكاسيد والهاليدات والكبريتيدات والنيتريدات.

يحدث الترابط الأيوني أيضًا بين الكاتيونات البسيطة والأنيونات البسيطة (F −, Cl −, S 2-)، وكذلك بين الكاتيونات البسيطة والأنيونات المعقدة (NO 3 −, SO 4 2-, PO 4 3-, OH −). ولذلك، تشمل المركبات الأيونية الأملاح والقواعد (Na2SO4، Cu(NO3)2، (NH4)2SO4)، Ca(OH)2، NaOH)

اتصال معدني

يتكون هذا النوع من الروابط في المعادن.

تحتوي ذرات جميع المعادن على إلكترونات في الطبقة الإلكترونية الخارجية لها طاقة ربط منخفضة مع نواة الذرة. بالنسبة لمعظم المعادن، تكون عملية فقدان الإلكترونات الخارجية مواتية بقوة.

وبسبب هذا التفاعل الضعيف مع النواة، تكون هذه الإلكترونات الموجودة في المعادن شديدة الحركة وتحدث العملية التالية بشكل مستمر في كل بلورة معدنية:

م 0 — ني − = م ن + ,

حيث M 0 ذرة فلز متعادلة، و M n + كاتيون من نفس المعدن. ويوضح الشكل أدناه توضيحًا للعمليات التي تتم.

وهذا يعني أن الإلكترونات "تندفع" عبر بلورة معدنية، وتنفصل عن ذرة معدنية واحدة، وتشكل كاتيونًا منها، وتنضم إلى كاتيون آخر، لتشكل ذرة محايدة. سميت هذه الظاهرة "رياح الإلكترون"، وتجمع الإلكترونات الحرة في بلورة الذرة اللافلزية كان يسمى "غاز الإلكترون". ويسمى هذا النوع من التفاعل بين ذرات المعدن بالرابطة المعدنية.

رابطة الهيدروجين

إذا ارتبطت ذرة الهيدروجين في مادة ما بعنصر ذو سالبية كهربية عالية (النيتروجين أو الأكسجين أو الفلور)، فإن تلك المادة تتميز بظاهرة تسمى الترابط الهيدروجيني.

بما أن ذرة الهيدروجين مرتبطة بذرة سالبية كهربية، تتشكل شحنة موجبة جزئية على ذرة الهيدروجين، وتتكون شحنة سالبة جزئية على ذرة العنصر السالبة كهربية. في هذا الصدد، يصبح التجاذب الكهروستاتيكي ممكنًا بين ذرة هيدروجين موجبة الشحنة جزئيًا لجزيء واحد وذرة سالبة كهربية لجزيء آخر. على سبيل المثال، يتم ملاحظة الرابطة الهيدروجينية لجزيئات الماء:

إنها الرابطة الهيدروجينية التي تفسر نقطة انصهار الماء المرتفعة بشكل غير طبيعي. بالإضافة إلى الماء، تتشكل روابط هيدروجينية قوية أيضًا في مواد مثل فلوريد الهيدروجين والأمونيا والأحماض المحتوية على الأكسجين والفينولات والكحولات والأمينات.

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 تفاعلات الإلكترونات الخارجية (التكافؤ).، بدرجة أكبر أو أقل محتفظ بها بواسطة نوى موجبة الشحنةالذرات المترابطة.

المفهوم الرئيسي هنا هو السالبية الكهربية. 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 الفلوربالمعنى 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. المزيد 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 معدنالاتصالات. 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 غير قطبية .

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 النزوحزوج 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 لحظة ثنائي القطب . تعمل قوى التجاذب الإضافية بين الجزيئات المجاورة والشحنات ذات الإشارة المعاكسة، مما يزيد قوةالاتصالات.

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:

ج: + ب= أ:ب

في هذه الحالة، توفر إحدى الذرات زوجًا وحيدًا من الإلكترونات ( المانحة) ، 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 لا يختلففي 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؛

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

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

- ف 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، ومن ثم يتم تشكيل 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 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 + 1e = +17 Cl — ) 2 ) 8 ) 8

يرجى الملاحظة:

• خواص الأيونات تختلف عن خواص الذرات!
• يمكن أن تتشكل الأيونات المستقرة ليس فقط الذراتولكن 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 طريق الجذب الكهربائي: Na + Cl -، Na 2 + SO 4 2-.

دعونا تلخيص بصريا الفرق بين أنواع الروابط التساهمية والأيونية:

اتصال معدني هو الاتصال الذي يتم تشكيله نسبيا الإلكترونات الحرةبين أيونات 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.

وبمنح الإلكترونات تتحول ذرات المعادن إلى أيونات موجبة الشحنة . الإلكترونات المنفصلة حرة نسبيا يتحركونبين أيونات المعادن الموجبة الشحنة. بين هذه الجزيئات ينشأ اتصال، لأن تحمل الإلكترونات المشتركة الكاتيونات المعدنية مرتبة في طبقات معًا ، وبالتالي خلق قوية إلى حد ما شعرية كريستال معدنية . في هذه الحالة، تتحرك الإلكترونات بشكل مستمر بشكل عشوائي، أي. تظهر باستمرار ذرات محايدة جديدة وكاتيونات جديدة.

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.

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 ذو سالبية كهربائية قوية (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 ل الأكسجين والهيدروجين ، بدرجة 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.

1. التوجه المكاني. إذا تداخلت السحب الإلكترونية في اتجاه خط مستقيم يصل بين نوى الذرات فإن هذا الاتصال يسمى السندات(s – s تتداخل مع H2، pr – rrCl2، s – rhHC1).

عندما تتداخل المدارات p الموجهة بشكل عمودي على محور الرابطة، تتشكل منطقتان متداخلتان على جانبي محور الرابطة. تسمى هذه الرابطة التساهمية بالرابطة p. على سبيل المثال، في جزيء النيتروجين، ترتبط الذرات برابطة s واحدة ورابطتين p.

يحدد اتجاه الرابطة البنية المكانية للجزيئات، أي شكلها، وتتميز بوجود زاوية محددة بدقة بين الروابط. على سبيل المثال، الزاوية بين روابط s في جزيء الماء هي 104.5°.

2. قطبية الاتصالاتيتم تحديده من خلال عدم التماثل في توزيع إجمالي سحابة الإلكترون على طول محور الرابطة.

إذا كانت أزواج الإلكترون المشتركة موجودة بشكل متناظر بالنسبة لكلا النواتين، فإن هذه الرابطة التساهمية تسمى غير قطبية.

إذا تم نقل أزواج الإلكترون المشتركة إلى إحدى الذرات (مرتبة بشكل غير متماثل بالنسبة إلى نوى الذرات المختلفة)، فإن هذه الرابطة التساهمية تسمى قطبية.

في حالة تحول زوج من الإلكترونات نحو ذرة أكثر سالبية كهربية، فإن مراكز الشحنات (+) و (-) لا تتطابق، وينشأ نظام (ثنائي القطب الكهربائي) من شحنتين متساويتين في الحجم ولكنهما متعاكستان في الإشارة، المسافة بينهما هو ( ل) يسمى طول ثنائي القطب. مقياس القطبية الجزيئية هو عزم ثنائي القطب الكهربائيم، يساوي منتج القيمة المطلقة لشحنة الإلكترون
(q = 1.6 × 10 –19 C) لكل طول ثنائي القطب ل:

م = س× ل.

وحدة m هي ديباي D، 1 D = 3.33×10 –30 C×m.

يمارس.طول ثنائي القطب لجزيء HCl هو 2.2 × 10 -9 سم.

2.2×10 –9 سم = 2.2×10 –11 م

م = 1.6 × 10 –19 × 2.2 × 10 –11 = 3.52 × 10 –30 كلولتر × م = 3.52 × 10 –30 / 3.33 × 10 –30 = 1.06 د.

3. التعدديتم تحديد الرابطة التساهمية بعدد أزواج الإلكترونات المشتركة التي تربط الذرات. يسمى رابطة بين ذرتين باستخدام زوج واحد من الإلكترونات بسيط(الروابط H – C1، C – H، H – O، إلخ). تسمى الرابطة باستخدام زوجين من الإلكترونات مزدوج(إيثيلين H 2 C = CH 2) , باستخدام ثلاثة أزواج من الإلكترونات - ثلاثية(النيتروجين N N، الأسيتيلين N – C C – H).

4.طول الرابطهي مسافة التوازن بين النوى الذرية. يتم التعبير عن طول الرابطة بالنانومتر (نانومتر). 1 نانومتر = 10 –9 م. كلما قصر طول الرابطة، كلما كانت الرابطة الكيميائية أقوى.

5. طاقة الاتصالاتيساوي العمل المطلوب لقطع الاتصال. التعبير عن طاقة الربط بالكيلوجول لكل مول (kJ/mol). تزداد طاقة الرابطة مع تناقص طول الرابطة وزيادة تعددها. تحدث عملية تكوين الرابطة مع إطلاق الطاقة (عملية طاردة للحرارة)،وعملية كسر الرابطة تنطوي على امتصاص الطاقة (عملية ماصة للحرارة).

تهجين

تهجين- محاذاة المدارات في الشكل والطاقة.

تهجين Sp

لنفكر في مثال هيدريد البريليوم BeH 2. الهيكل الإلكتروني لذرة Be في الحالة الطبيعية هو 1s 2 2s 2. يمكن لذرة البريليوم أن تتفاعل مع ذرات الهيدروجين فقط في حالة مثارة (s ® p-transition).

كن - 1س 2 2س 1 2ف 1

يجب أن يكون الرابطان المتكونان مختلفين في الطاقة، حيث أن تكوين أحدهما يرتبط بتداخل مدارين s، والثاني
سرب – المدارات s و p. ومن ثم يجب أن تكون ذرات الهيدروجين الموجودة في الجزيء غير متساوية كيميائيًا: إحداها أكثر قدرة على الحركة والتفاعل من الأخرى. من الناحية التجريبية، هذا ليس هو الحال - فكلا ذرات الهيدروجين متكافئة في الطاقة. ولتفسير هذه الظاهرة قال ج.ك. اقترح سلاتر وإل بولينج أنه "عند تفسير وحساب زوايا الروابط وأطوالها، فمن المستحسن استبدال الروابط المتقاربة في الطاقة بعدد متساو من الروابط المكافئة للطاقة". الروابط التي تنشأ بهذه الطريقة تكون هجينة.

وبالتالي، يتم استبدال مدار s وواحد p من ذرة البريليوم بمدارين sp مكافئين للطاقة يقعان بزاوية 180 درجة لبعضهما البعض، أي. الجزيء له بنية خطية.

س 2 التهجين

لنفكر في مثال جزيء هيدريد البورون BH 3. التركيب الإلكتروني لذرة البورون في الحالة الطبيعية هو B – 1s 2 2s 2 2p 1. يمكنها تكوين رابطة تساهمية واحدة فقط. ثلاث روابط تساهمية لذرة البورون مميزة فقط في الحالة المثارة B* - 1s 2 2s 1 2p 2

إحدى الروابط، التي تكونت من خلال تداخل مدارين s من الذرات B وH، لا تختلف من حيث الطاقة عن الاثنين الآخرين، والتي تتشكل من خلال تداخل مدارات s وp. ثلاثة س 2 -المدارات الهجينة التي تقع بزاوية 120 درجة لبعضها البعض، الجزيء له بنية مسطحة. صورة مماثلة نموذجية لأي جزيئات رباعية الذرات تتكون من ثلاث روابط هجينة sp 2، على سبيل المثال، كلوريد البورون (BCl 3).

س 3 التهجين

دعونا نلقي نظرة على مثال الميثان CH4. في الحالة الطبيعية، يمكن لذرة الكربون ذات البنية الإلكترونية 1s 2 2s 2 2p 2 أن تشكل رابطتين تساهميتين فقط. في حالة الإثارة، يمكن أن يكون رباعي التكافؤ مع البنية الإلكترونية 1s 2 2s 1 2p 3.

تصبح مدارات s وثلاث مدارات p من ذرة الكربون هجينة، وتتشكل أربعة مدارات sp 3 هجينة ومكافئة للطاقة. يكتسب جزيء الميثان بنية رباعية السطوح. في مركز رباعي الأسطح، الذي تكون جميع رؤوسه متكافئة هندسيًا، توجد ذرة كربون، وفي رؤوسه توجد ذرات هيدروجين. الزاوية بين الروابط هي 109 درجة 28 درجة.

تسمى قوى التفاعل بين الجزيئات فان دير فالس أو بين الجزيئات. يحدث هذا التفاعل بسبب التجاذب الكهروستاتيكي بين الجزيئات الفردية ويتميز بالميزات التالية:

وهو يعمل على مسافات طويلة نسبيا، تتجاوز بشكل كبير حجم الجزيئات نفسها؛

يتميز بانخفاض طاقته، ولذلك يضعف بشكل كبير مع ارتفاع درجة الحرارة؛

وهو غير قابل للإشباع، أي أن تفاعل جزيء معين مع جزيء ثانٍ لا يستبعد وجود تأثير مماثل بالنسبة إلى الجزيء الثالث والرابع وما إلى ذلك.

مع زيادة الكتل المولية النسبية، تزداد قوى التفاعل بين الجزيئات، ونتيجة لذلك، تزداد نقاط انصهار وغليان المواد.

يمارس. احسب الفرق في السالبية الكهربية للذرات ΔEO للروابط O–H وO–Mg في المركب Mg(OH) 2 وحدد أي من هذه الروابط أكثر قطبية. EO(H) = 2.1 فولت، EO(O) = 3.5 فولت، EO(Mg) = 1.2 فولت.

حل:

ΔEO(O–H) = 3.5 – 2.1 = 1.4؛ ΔEO(O–Mg) = 3.5 – 1.2 = 2.3.

وبالتالي، فإن الرابطة Mg-O أكثر قطبية.

عندما تتشكل المركبات من عناصر مختلفة تمامًا في السالبية الكهربية (المعادن النموذجية واللافلزات النموذجية)، فإن أزواج الإلكترونات المشتركة تتحول تمامًا إلى الذرة الأكثر سالبية كهربية. على سبيل المثال، عندما يحترق الصوديوم في الكلور، يقترن الإلكترون غير المقترن 3s لذرة الصوديوم مع الإلكترون 3p لذرة الكلور. يتم نقل زوج الإلكترون المشترك بالكامل إلى ذرة الكلور (Δχ(Cl) = 2.83 eV، Δχ(Cl) = 0.93 eV). لتكوين الرابطة الأيونية من الضروري:

1. وجود ذرة ذات ميل معبر عنه بوضوح للتخلي عن إلكترون لتكوين أيون موجب الشحنة (كاتيون)، أي. مع انخفاض الذكاء العاطفي. إمكانات التأين هي الطاقة التي يجب إنفاقها لإزالة إلكترون واحد من المدار الخارجي. كلما انخفضت احتمالية التأين، كلما كان من الأسهل أن تفقد الذرة الإلكترونات، وكانت الخواص المعدنية للعنصر أكثر وضوحًا. تزداد إمكانية التأين خلال فترة من اليسار إلى اليمين وتتناقص من الأعلى إلى الأسفل.

تسمى عملية فقدان الإلكترونات بالأكسدة.

2. وجود ذرة ذات ميل معبر عنه بوضوح لإضافة إلكترون لتكوين أيونات سالبة الشحنة (الأنيونات) أي. مع SE كبير. تسمى عملية إضافة الإلكترونات بالاختزال.

Cl + e ® Cl –

تتشكل المركبات الأيونية النموذجية من خلال الجمع بين ذرات معدنية من المجموعات الفرعية الرئيسية للمجموعتين الأولى والثانية مع ذرات غير معدنية من المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة السابعة (NaCl، KF، CaCl 2).

لا توجد حدود حادة بين الروابط الأيونية والتساهمية. وفي الطور الغازي تتميز المواد بروابط قطبية تساهمية بحتة، أما نفس المواد في الحالة الصلبة فتتميز بروابط أيونية.