5.1. الرابطة التساهمية

تتشكل الرابطة الكيميائية عندما تتجمع ذرتان أو أكثر معًا إذا انخفضت الطاقة الإجمالية للنظام نتيجة لتفاعلها. التكوينات الإلكترونية الأكثر استقرارًا للأغلفة الإلكترونية الخارجية للذرات هي ذرات الغاز النبيل، التي تتكون من إلكترونين أو ثمانية إلكترونات. تحتوي الأغلفة الإلكترونية الخارجية لذرات العناصر الأخرى من واحد إلى سبعة إلكترونات، أي. غير مكتملة. عندما يتكون الجزيء، تميل الذرات إلى الحصول على غلاف مستقر ثنائي الإلكترون أو ثمانية إلكترونات. تشارك إلكترونات التكافؤ في الذرات في تكوين رابطة كيميائية.

التساهمية هي رابطة كيميائية بين ذرتين، والتي تتكون من أزواج الإلكترونات التي تنتمي في نفس الوقت إلى هاتين الذرتين.

هناك آليتان لتشكيل الروابط التساهمية: التبادل والمتلقي المانح.

5.1.1. آلية تبادل تكوين الرابطة التساهمية

آلية الصرفيتم تحقيق تكوين الرابطة التساهمية بسبب تداخل السحب الإلكترونية للإلكترونات التي تنتمي إلى ذرات مختلفة. على سبيل المثال، عندما تقترب ذرتان هيدروجين من بعضهما البعض، تتداخل مدارات الإلكترون 1s. ونتيجة لذلك، يظهر زوج مشترك من الإلكترونات، ينتمي في نفس الوقت إلى كلتا الذرتين. في هذه الحالة، تتكون الرابطة الكيميائية من إلكترونات ذات دوران عكسي متوازي، كما في الشكل 1. 5.1.

أرز. 5.1. تكوين جزيء الهيدروجين من ذرتين H

5.1.2. آلية المانح والمتقبل لتكوين الروابط التساهمية

مع آلية المانح والمتلقي لتشكيل الرابطة التساهمية، يتم تشكيل الرابطة أيضًا باستخدام أزواج الإلكترون. ومع ذلك، في هذه الحالة، توفر ذرة واحدة (المانحة) زوج الإلكترون الخاص بها، وتشارك الذرة الأخرى (المستقبلة) في تكوين الرابطة بمدارها الحر. مثال على تنفيذ رابطة المانحين والمتقبل هو تكوين أيون الأمونيوم NH 4 + أثناء تفاعل الأمونيا NH 3 مع كاتيون الهيدروجين H +.

في جزيء NH 3، تشكل ثلاثة أزواج من الإلكترونات ثلاث روابط N-H، ويكون زوج الإلكترون الرابع الذي ينتمي إلى ذرة النيتروجين وحيدًا. يمكن لهذا الزوج من الإلكترونات أن يشكل رابطة مع أيون هيدروجين له مدار غير مشغول. والنتيجة هي أيون الأمونيوم NH4+، الشكل 1. 5.2.

أرز. 5.2. ظهور رابطة بين المانح والمتقبل أثناء تكوين أيون الأمونيوم

تجدر الإشارة إلى أن الروابط التساهمية الأربعة N – H الموجودة في أيون NH 4 + متكافئة. من المستحيل في أيون الأمونيوم تحديد رابطة مكونة من آلية المانح والمتقبل.

5.1.3. الرابطة التساهمية القطبية وغير القطبية

إذا تم تشكيل رابطة تساهمية من ذرات متطابقة، فإن زوج الإلكترون يقع على نفس المسافة بين نوى هذه الذرات. تسمى هذه الرابطة التساهمية غير القطبية. من أمثلة الجزيئات ذات الرابطة التساهمية غير القطبية H2، Cl2، O2، N2، إلخ.

في حالة الرابطة التساهمية القطبية، ينتقل زوج الإلكترون المشترك إلى الذرة ذات السالبية الكهربية الأعلى. ويتحقق هذا النوع من الروابط في الجزيئات التي تتكون من ذرات مختلفة. تحدث الرابطة التساهمية القطبية في جزيئات HCl وHBr وCO وNO وما إلى ذلك. على سبيل المثال، يمكن تمثيل تكوين الرابطة التساهمية القطبية في جزيء HCl من خلال رسم تخطيطي، الشكل 1. 5.3:

أرز. 5.3. تكوين رابطة قطبية تساهمية في جزيء HC1

في الجزيء قيد النظر، يتم إزاحة زوج الإلكترون إلى ذرة الكلور، حيث أن السالبية الكهربية (2.83) أكبر من السالبية الكهربية لذرة الهيدروجين (2.1).

5.1.4. لحظة ثنائي القطب والبنية الجزيئية

مقياس قطبية الرابطة هو عزم ثنائي القطب μ:

μ = ه ل,

أين ه- شحنة الإلكترون، ل- المسافة بين مراكز الشحنات الإيجابية والسلبية.

لحظة ثنائي القطب هي كمية متجهة. يتطابق مفهوما "عزم ثنائي القطب للرابطة" و"عزم ثنائي القطب للجزيء" فقط مع الجزيئات ثنائية الذرة. عزم ثنائي القطب للجزيء يساوي مجموع المتجه لعزوم ثنائي القطب لجميع الروابط. وبالتالي، فإن عزم ثنائي القطب لجزيء متعدد الذرات يعتمد على بنيته.

في جزيء ثاني أكسيد الكربون الخطي، على سبيل المثال، تكون كل روابط C–O قطبية. ومع ذلك، فإن جزيء ثاني أكسيد الكربون يكون بشكل عام غير قطبي، نظرًا لأن العزوم ثنائية القطب للروابط تلغي بعضها البعض (الشكل 5.4). عزم ثنائي القطب لجزيء ثاني أكسيد الكربون هو m = 0.

في جزيء H2O الزاوي، تقع روابط H–O القطبية بزاوية 104.5 درجة. يتم التعبير عن المجموع المتجه لعزوم ثنائي القطب لاثنين من روابط H-O بواسطة قطري متوازي الأضلاع (الشكل 5.4). ونتيجة لذلك، فإن عزم ثنائي القطب لجزيء الماء m لا يساوي الصفر.

أرز. 5.4. لحظات ثنائي القطب لجزيئات CO 2 وH 2 O

5.1.5. تكافؤ العناصر في المركبات ذات الروابط التساهمية

يتم تحديد تكافؤ الذرات من خلال عدد الإلكترونات غير المتزاوجة المشاركة في تكوين أزواج الإلكترون المشتركة مع إلكترونات الذرات الأخرى. بوجود إلكترون واحد غير متزاوج على طبقة الإلكترون الخارجية، تكون ذرات الهالوجين في جزيئات F 2 وHCl وPBr 3 وCCl 4 أحادية التكافؤ. تحتوي عناصر مجموعة الأكسجين الفرعية على إلكترونين غير متزاوجين في الطبقة الخارجية، وبالتالي في مركبات مثل O 2 وH 2 O وH 2 S وSCl 2 تكون ثنائية التكافؤ.

نظرًا لأنه، بالإضافة إلى الروابط التساهمية العادية، يمكن تكوين رابطة في الجزيئات بواسطة آلية المانح والمستقبل، فإن تكافؤ الذرات يعتمد أيضًا على وجود أزواج إلكترون وحيدة ومدارات إلكترون حرة. المقياس الكمي للتكافؤ هو عدد الروابط الكيميائية التي من خلالها ترتبط ذرة معينة بالذرات الأخرى.

كقاعدة عامة، لا يمكن أن يتجاوز الحد الأقصى لتكافؤ العناصر عدد المجموعة التي تقع فيها. الاستثناء هو عناصر المجموعة الفرعية الثانوية للمجموعة الأولى Cu، Ag، Au، التي يكون تكافؤها في المركبات أكبر من واحد. تشمل إلكترونات التكافؤ في المقام الأول إلكترونات الطبقات الخارجية، ومع ذلك، بالنسبة لعناصر المجموعات الفرعية الجانبية، تشارك إلكترونات الطبقات قبل الأخيرة (ما قبل الخارجية) أيضًا في تكوين رابطة كيميائية.

5.1.6. تكافؤ العناصر في الحالات الطبيعية والمثارة

يعتمد تكافؤ معظم العناصر الكيميائية على ما إذا كانت هذه العناصر في حالة طبيعية أو مثارة. التكوين الإلكتروني لذرة Li: 1s 2 2s 1. تحتوي ذرة الليثيوم في المستوى الخارجي على إلكترون واحد غير مزدوج، أي. الليثيوم أحادي التكافؤ. يتطلب الأمر إنفاقًا كبيرًا جدًا من الطاقة يرتبط بانتقال الإلكترون 1s إلى المدار 2p للحصول على الليثيوم ثلاثي التكافؤ. إن استهلاك الطاقة هذا كبير جدًا بحيث لا يتم تعويضه بالطاقة المنطلقة أثناء تكوين الروابط الكيميائية. وفي هذا الصدد، لا توجد مركبات الليثيوم ثلاثي التكافؤ.

تكوين الطبقة الإلكترونية الخارجية لعناصر مجموعة البريليوم الفرعية ns 2. وهذا يعني أنه في الطبقة الإلكترونية الخارجية لهذه العناصر في مدار الخلية ns يوجد إلكترونين لهما دوران متعاكسان. لا تحتوي عناصر مجموعة البريليوم الفرعية على إلكترونات غير متزاوجة، لذا فإن تكافؤها في الحالة الطبيعية يكون صفرًا. في الحالة المثارة، يكون التكوين الإلكتروني لعناصر مجموعة البريليوم الفرعية ns 1 nп 1، أي. تشكل العناصر مركبات تكون فيها ثنائية التكافؤ.

احتمالات التكافؤ لذرة البورون

لنفكر في التكوين الإلكتروني لذرة البورون في الحالة الأرضية: 1s 2 2s 2 2p 1. تحتوي ذرة البورون في الحالة الأرضية على إلكترون واحد غير متزاوج (الشكل 5.5)، أي. إنه أحادي التكافؤ. ومع ذلك، لا يتميز البورون بتكوين مركبات يكون فيها أحادي التكافؤ. عندما يتم إثارة ذرة البورون، ينتقل إلكترون واحد 2s إلى مدار 2p (الشكل 5.5). تحتوي ذرة البورون في الحالة المثارة على ثلاثة إلكترونات غير متزاوجة، ويمكنها تكوين مركبات يكون فيها تكافؤها ثلاثة.

أرز. 5.5. حالات التكافؤ لذرة البورون في الحالات الطبيعية والمثارة

إن الطاقة المنفقة على انتقال الذرة إلى حالة مثارة ضمن مستوى طاقة واحد، كقاعدة عامة، يتم تعويضها أكثر من الطاقة المنبعثة أثناء تكوين روابط إضافية.

نظرًا لوجود مدار حر 2p في ذرة البورون، يمكن للبورون في المركبات أن يشكل رابطة تساهمية رابعة، تعمل كمستقبل لزوج الإلكترون. يوضح الشكل 5.6 كيف يتفاعل جزيء BF مع أيون F، مما يؤدي إلى تكوين أيون – حيث يشكل البورون أربع روابط تساهمية.

أرز. 5.6. آلية المانح والمتقبل لتكوين الرابطة التساهمية الرابعة في ذرة البورون

احتمالات التكافؤ لذرة النيتروجين

دعونا نفكر في التركيب الإلكتروني لذرة النيتروجين (الشكل 5.7).

أرز. 5.7. توزيع الإلكترونات في مدارات ذرة النيتروجين

يتضح من الرسم البياني الموضح أن النيتروجين يحتوي على ثلاثة إلكترونات غير متزاوجة، ويمكنه تكوين ثلاث روابط كيميائية وتكافؤه هو ثلاثة. إن انتقال ذرة النيتروجين إلى حالة مثارة أمر مستحيل، لأن مستوى الطاقة الثاني لا يحتوي على مدارات d. وفي الوقت نفسه، يمكن لذرة النيتروجين أن توفر زوجًا إلكترونيًا وحيدًا من الإلكترونات الخارجية 2s2 لذرة لها مدار حر (مستقبل). ونتيجة لذلك تظهر رابطة كيميائية رابعة لذرة النيتروجين، كما هو الحال مثلا في أيون الأمونيوم (الشكل 5.2). وبالتالي، فإن الحد الأقصى للتساهمية (عدد الروابط التساهمية المتكونة) لذرة النيتروجين هو أربعة. في مركباته، النيتروجين، على عكس العناصر الأخرى من المجموعة الخامسة، لا يمكن أن يكون خماسي التكافؤ.

احتمالات التكافؤ لذرات الفوسفور والكبريت والهالوجين

وبخلاف ذرات النيتروجين والأكسجين والفلور، فإن ذرات الفوسفور والكبريت والكلور الموجودة في الفترة الثالثة تحتوي على خلايا ثلاثية الأبعاد حرة يمكن أن تنتقل إليها الإلكترونات. عندما يتم إثارة ذرة الفسفور (الشكل 5.8)، يكون لديها 5 إلكترونات غير متزاوجة على طبقتها الإلكترونية الخارجية. ونتيجة لذلك، في المركبات، لا يمكن أن تكون ذرة الفسفور ثلاثية فحسب، بل أيضًا خماسية التكافؤ.

أرز. 5.8. توزيع إلكترونات التكافؤ في المدارات لذرة الفوسفور في حالة مثارة

في الحالة المثارة، يُظهر الكبريت، بالإضافة إلى تكافؤ اثنين، تكافؤًا أربعة وستة. في هذه الحالة، يتم إقران إلكترونات 3p و3s بشكل تسلسلي (الشكل 5.9).

أرز. 5.9. احتمالات التكافؤ لذرة الكبريت في حالة مثارة

في الحالة المثارة، بالنسبة لجميع عناصر المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة V، باستثناء الفلور، من الممكن الاقتران المتسلسل لأول أزواج من الإلكترون p ثم s. ونتيجة لذلك، تصبح هذه العناصر ثلاثية وخماسية وسباعية التكافؤ (الشكل 5.10).

أرز. 5.10. احتمالات التكافؤ لذرات الكلور والبروم واليود في حالة مثارة

5.1.7. طول وطاقة واتجاه الرابطة التساهمية

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

طول الرابطة التساهمية

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

.

من الأعلى إلى الأسفل على طول المجموعات الفرعية للنظام الدوري للعناصر، يزداد طول الرابطة الكيميائية، حيث يزداد نصف قطر الذرات في هذا الاتجاه (الجدول 5.1). كلما زاد عدد الروابط قل طولها.

الجدول 5.1.

طول بعض الروابط الكيميائية

طاقة الاتصالات

مقياس قوة الرابطة هو طاقة الرابطة. طاقة الاتصالاتتحددها الطاقة اللازمة لكسر الرابطة وإزالة الذرات المكونة لتلك الرابطة إلى مسافة كبيرة لا نهائية من بعضها البعض. الرابطة التساهمية قوية جدًا. تتراوح طاقتها من عدة عشرات إلى عدة مئات من كيلوجول / مول. بالنسبة لجزيء IСl 3، على سبيل المثال، يكون Ebond هو ≈40، وبالنسبة لجزيئات N 2 وCO فإن Ebond هو ≈1000 كيلوجول/مول.

من أعلى إلى أسفل على طول المجموعات الفرعية للنظام الدوري للعناصر، تنخفض طاقة الرابطة الكيميائية، حيث يزداد طول الرابطة في هذا الاتجاه (الجدول 5.1). ومع زيادة تعدد الروابط، تزداد طاقتها (الجدول 5.2).

الجدول 5.2.

طاقات بعض الروابط الكيميائية

تشبع واتجاه الروابط التساهمية

أهم خصائص الرابطة التساهمية هي تشبعها واتجاهها. يمكن تعريف التشبع على أنه قدرة الذرات على تكوين عدد محدود من الروابط التساهمية. وبالتالي، يمكن لذرة الكربون أن تشكل أربع روابط تساهمية فقط، ويمكن لذرة الأكسجين أن تشكل اثنتين. الحد الأقصى لعدد الروابط التساهمية العادية التي يمكن للذرة تكوينها (باستثناء الروابط التي تشكلها آلية المانح والمستقبل) يساوي عدد الإلكترونات غير المتزاوجة.

الروابط التساهمية لها اتجاه مكاني، حيث أن تداخل المدارات أثناء تكوين رابطة واحدة يحدث على طول الخط الذي يربط النوى الذرية. يحدد الترتيب المكاني للمدارات الإلكترونية للجزيء هندسته. تسمى الزوايا بين الروابط الكيميائية زوايا الرابطة.

إن تشبع واتجاه الرابطة التساهمية يميز هذه الرابطة عن الرابطة الأيونية، والتي، على عكس الرابطة التساهمية، غير مشبعة وغير اتجاهية.

التركيب المكاني لجزيئات H 2 O و NH 3

دعونا نفكر في اتجاه الرابطة التساهمية باستخدام مثال جزيئات H 2 O وNH 3.

يتكون جزيء H 2 O من ذرة أكسجين وذرتين هيدروجين. تحتوي ذرة الأكسجين على إلكترونين غير متزاوجين، يشغلان مدارين يقعان بزوايا قائمة لبعضهما البعض. تحتوي ذرات الهيدروجين على إلكترونات غير متزاوجة 1s. يجب أن تكون الزاوية بين الروابط التي تشكلها إلكترونات p قريبة من الزاوية بين مدارات إلكترونات p. ولكن تجريبيا وجد أن الزاوية بين روابط O-H في جزيء الماء هي 104.50. يمكن تفسير الزيادة في الزاوية مقارنة بزاوية 90 درجة بواسطة قوى التنافر التي تعمل بين ذرات الهيدروجين، الشكل 1. 5.11. وبالتالي، فإن جزيء H 2 O له شكل زاوي.

تشارك ثلاثة إلكترونات p غير متزاوجة من ذرة النيتروجين، والتي تقع مداراتها في ثلاثة اتجاهات متعامدة بشكل متبادل، في تكوين جزيء NH 3. ولذلك، يجب أن تكون روابط N-H الثلاثة موجودة بزوايا لبعضها البعض قريبة من 90 درجة (الشكل 5.11). القيمة التجريبية للزاوية بين الروابط في جزيء NH 3 هي 107.3 درجة. ويعود الفرق بين الزوايا بين الروابط والقيم النظرية، كما في حالة جزيء الماء، إلى التنافر المتبادل بين ذرات الهيدروجين. بالإضافة إلى ذلك، فإن المخططات المقدمة لا تأخذ في الاعتبار إمكانية مشاركة إلكترونين في المدارات 2s في تكوين روابط كيميائية.

أرز. 5.11. تداخل المدارات الإلكترونية أثناء تكوين الروابط الكيميائية في جزيئات H2O(a) وNH3(b)

دعونا نفكر في تكوين جزيء BeC1 2. تحتوي ذرة البريليوم في الحالة المثارة على إلكترونين غير متزاوجين: 2s و2p. يمكن الافتراض أن ذرة البريليوم يجب أن تشكل رابطتين: رابطة واحدة مكونة من إلكترون s ورابطة واحدة مكونة من إلكترون p. يجب أن يكون لهذه الروابط طاقات مختلفة وأطوال مختلفة. يجب ألا يكون جزيء BeCl 2 في هذه الحالة خطيًا، بل زاويًا. ومع ذلك، تظهر التجربة أن جزيء BeCl 2 له بنية خطية وأن كلا الروابط الكيميائية فيه متكافئة. ويلاحظ موقف مماثل عند النظر في بنية جزيئات BCl 3 و CCl 4 - جميع الروابط في هذه الجزيئات متكافئة. يحتوي جزيء BC1 3 على بنية مسطحة، بينما يحتوي جزيء CC1 4 على بنية رباعية السطوح.

لشرح بنية الجزيئات مثل BeC1 2 وBCl 3 وCCl 4، بولينج وسلاتر(الولايات المتحدة الأمريكية) قدمت مفهوم تهجين المدارات الذرية. واقترحوا استبدال العديد من المدارات الذرية، التي لا تختلف كثيرًا في طاقتها، بنفس العدد من المدارات المكافئة، والتي تسمى المدارات الهجينة. تتكون هذه المدارات الهجينة من مدارات ذرية نتيجة لتركيبها الخطي.

وفقًا لـ L. Pauling، عندما تتشكل الروابط الكيميائية بواسطة ذرة تحتوي على إلكترونات من أنواع مختلفة في طبقة واحدة، وبالتالي لا تختلف كثيرًا في طاقتها (على سبيل المثال، s وp)، فمن الممكن تغيير تكوين المدارات بأنواعها المختلفة، والتي يحدث فيها اصطفافها في الشكل والطاقة. ونتيجة لذلك، تتشكل مدارات هجينة ذات شكل غير متماثل ومستطيلة للغاية على جانب واحد من النواة. ومن المهم التأكيد على أن نموذج التهجين يستخدم عندما تشارك الإلكترونات من أنواع مختلفة، على سبيل المثال s وp، في تكوين الروابط.

5.1.8.2. أنواع مختلفة من التهجين المداري الذري

س التهجين

تهجين واحد س- و واحد ر- المدارات ( sp- التهجين)ويتحقق، على سبيل المثال، أثناء تكوين كلوريد البريليوم. كما هو موضح أعلاه، في الحالة المثارة، تحتوي ذرة Be على إلكترونين غير متزاوجين، أحدهما يشغل المدار 2s، والآخر يشغل المدار 2p. عندما تتشكل رابطة كيميائية، يتحول هذين المدارين المختلفين إلى مدارين هجينين متماثلين، موجهين بزاوية 180 درجة لبعضهما البعض (الشكل 5.12). يتوافق الترتيب الخطي لمدارين هجينين مع الحد الأدنى من تنافرهما عن بعضهما البعض. ونتيجة لذلك، فإن جزيء BeCl 2 له بنية خطية - حيث تقع الذرات الثلاث على نفس الخط.

أرز. 5.12. رسم تخطيطي للتداخل المداري للإلكترون أثناء تكوين جزيء BeCl 2

هيكل جزيء الأسيتيلين. روابط سيجما وبي

دعونا نفكر في رسم تخطيطي لتداخل المدارات الإلكترونية أثناء تكوين جزيء الأسيتيلين. في جزيء الأسيتيلين، تكون كل ذرة كربون في حالة هجينة sp. يقع المداران الهجينان بزاوية 1800 درجة لبعضهما البعض؛ فهي تشكل رابطة σ واحدة بين ذرات الكربون ورابطتين σ مع ذرات الهيدروجين (الشكل 5.13).

أرز. 5.13. مخطط تكوين روابط s في جزيء الأسيتيلين

الرابطة σ هي رابطة تتشكل نتيجة تداخل مدارات الإلكترون على طول الخط الذي يربط نوى الذرات.

تحتوي كل ذرة كربون في جزيء الأسيتيلين على إلكترونين p إضافيين، لا يشاركان في تكوين الروابط σ. توجد السحب الإلكترونية لهذه الإلكترونات في مستويات متعامدة بشكل متبادل، وتشكل، متداخلة مع بعضها البعض، رابطتين إضافيتين بين ذرات الكربون بسبب التداخل الجانبي للذرات غير الهجينة ر-السحب (الشكل 5.14).

الرابطة π هي رابطة كيميائية تساهمية تتشكل نتيجة لزيادة كثافة الإلكترون على جانبي الخط الذي يربط نواة الذرات.

أرز. 5.14. مخطط تكوين الروابط σ - و π - في جزيء الأسيتيلين.

وهكذا، في جزيء الأسيتيلين، يتم تشكيل رابطة ثلاثية بين ذرات الكربون، والتي تتكون من رابطة σ واحدة واثنين من الروابط π؛ σ - الروابط أقوى من روابط π .

تهجين sp2

يمكن تفسير بنية جزيء BCl 3 من حيث س 2- التهجين. تحتوي ذرة البورون في حالة مثارة على طبقة الإلكترون الخارجية على إلكترون واحد وإلكترونين p، أي. ثلاثة إلكترونات غير متزاوجة. يمكن تحويل هذه السحب الإلكترونية الثلاثة إلى ثلاثة مدارات هجينة مكافئة. يتوافق الحد الأدنى للتنافر بين ثلاثة مدارات هجينة من بعضها البعض مع موقعها في نفس المستوى بزاوية 120 درجة لبعضها البعض (الشكل 5.15). وبالتالي، فإن جزيء BCl3 له شكل مسطح.

أرز. 5.15. البنية المسطحة لجزيء BCl3

س 3 - التهجين

يمكن تحويل مدارات التكافؤ لذرة الكربون (s, п x, п y, п z) إلى أربعة مدارات هجينة مكافئة، والتي تقع في الفضاء بزاوية 109.5 درجة لبعضها البعض وموجهة نحو رؤوس رباعي السطوح ، في وسطها نواة ذرة الكربون (الشكل 5.16).

أرز. 5.16. هيكل رباعي السطوح لجزيء الميثان

5.1.8.3. التهجين الذي يتضمن أزواج الإلكترون الوحيدة

يمكن استخدام نموذج التهجين لشرح بنية الجزيئات التي تحتوي أيضًا، بالإضافة إلى الجزيئات الرابطة، على أزواج وحيدة من الإلكترونات. في جزيئات الماء والأمونيا، إجمالي عدد أزواج الإلكترونات للذرة المركزية (O وN) هو أربعة. في هذه الحالة، يحتوي جزيء الماء على اثنين، بينما يحتوي جزيء الأمونيا على زوج وحيد من الإلكترونات. يمكن تفسير تكوين الروابط الكيميائية في هذه الجزيئات بافتراض أن الأزواج الوحيدة من الإلكترونات يمكنها أيضًا ملء المدارات الهجينة. تشغل أزواج الإلكترونات المنفردة مساحة أكبر بكثير في الفضاء من تلك المرتبطة. ونتيجة للتنافر الذي يحدث بين أزواج الإلكترونات المنفردة والمترابطة، تتناقص زوايا الرابطة في جزيئات الماء والأمونيا، والتي تصبح أقل من 109.5 درجة.

أرز. 5.17. sp 3 – تهجين يتضمن أزواج إلكترون وحيدة في جزيئات H 2 O (A) وNH 3 (B)

5.1.8.4. تحديد نوع التهجين وتحديد بنية الجزيئات

لتحديد نوع التهجين، وبالتالي بنية الجزيئات، يجب استخدام القواعد التالية.

1. يتم تحديد نوع تهجين الذرة المركزية التي لا تحتوي على أزواج وحيدة من الإلكترونات من خلال عدد روابط سيجما. إذا كان هناك رابطتان من هذا القبيل، يحدث تهجين sp، وثلاثة - sp 2 - تهجين، وأربعة - sp 3 - تهجين. أزواج الإلكترون المنفردة (في غياب الروابط التي تشكلها آلية المانح والمستقبل) غائبة في الجزيئات التي تتكون من ذرات البريليوم والبورون والكربون والسيليكون، أي. في عناصر المجموعات الفرعية الرئيسية II - IV.

2. إذا كانت الذرة المركزية تحتوي على أزواج إلكترونات وحيدة، فإن عدد المدارات الهجينة ونوع التهجين يتحدد بمجموع عدد روابط سيجما وعدد أزواج الإلكترونات المنفردة. يحدث التهجين الذي يشمل أزواج الإلكترون الوحيدة في الجزيئات التي تتكون من ذرات النيتروجين والفوسفور والأكسجين والكبريت، أي. عناصر المجموعات الفرعية الرئيسية للمجموعتين الخامسة والسادسة.

3. يتم تحديد الشكل الهندسي للجزيئات حسب نوع تهجين الذرة المركزية (الجدول 5.3).

الجدول 5.3.

زوايا الرابطة، الشكل الهندسي للجزيئات حسب عدد المدارات الهجينة ونوع تهجين الذرة المركزية

5.2. الرابطة الأيونية

يحدث الترابط الأيوني من خلال الجذب الكهروستاتيكي بين الأيونات المشحونة بشكل معاكس. وتتكون هذه الأيونات نتيجة انتقال الإلكترونات من ذرة إلى أخرى. تتشكل الرابطة الأيونية بين الذرات التي لها اختلافات كبيرة في السالبية الكهربية (عادة أكبر من 1.7 على مقياس بولينج)، على سبيل المثال، بين ذرات الفلز القلوي وذرات الهالوجين.

دعونا نفكر في حدوث الروابط الأيونية باستخدام مثال تكوين NaCl. ومن الصيغ الإلكترونية للذرات Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 و Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 يتضح أنه لإكمال المستوى الخارجي فإنه من الأسهل لذرة الصوديوم أن تتخلى عن إلكترون واحد من أن تضيف سبعة، ومن الأسهل على ذرة الكلور أن تضيف واحدًا بدلاً من أن تعطي سبعة. في التفاعلات الكيميائية، تتخلى ذرة الصوديوم عن إلكترون واحد، وتأخذه ذرة الكلور. ونتيجة لذلك، تتحول الأغلفة الإلكترونية لذرات الصوديوم والكلور إلى أغلفة إلكترونية مستقرة من الغازات النبيلة (التكوين الإلكتروني لكاتيون الصوديوم هو Na + 1s 2 2s 2 2p 6، والتكوين الإلكتروني لأنيون الكلور Cl – - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6). يؤدي التفاعل الكهروستاتيكي للأيونات إلى تكوين جزيء NaCl.

الخصائص الأساسية للروابط الأيونية وخصائص المركبات الأيونية

1. الرابطة الأيونية هي رابطة كيميائية قوية. تتراوح طاقة هذه الرابطة بين 300 و 700 كيلوجول/مول.

2. على عكس الرابطة التساهمية، الرابطة الأيونية هي غير موجهلأن الأيون يمكنه جذب الأيونات ذات الإشارة المعاكسة لنفسه في أي اتجاه.

3. على عكس الرابطة التساهمية، الرابطة الأيونية هي غير مشبعةلأن تفاعل الأيونات ذات الإشارة المعاكسة لا يؤدي إلى تعويض متبادل كامل لمجالات قوتها.

4. أثناء تكوين الجزيئات ذات الرابطة الأيونية، لا يحدث نقل كامل للإلكترونات، لذلك لا توجد روابط أيونية بنسبة مائة بالمائة في الطبيعة. في جزيء NaCl، تكون الرابطة الكيميائية أيونية بنسبة 80% فقط.

5. المركبات ذات الروابط الأيونية هي مواد صلبة بلورية لها درجات انصهار وغليان عالية.

6. معظم المركبات الأيونية قابلة للذوبان في الماء. تقوم محاليل وذوبان المركبات الأيونية بتوصيل التيار الكهربائي.

5.3. اتصال معدني

تحتوي ذرات المعدن في مستوى الطاقة الخارجي على عدد صغير من إلكترونات التكافؤ. نظرًا لأن طاقة التأين لذرات المعدن منخفضة، فإن إلكترونات التكافؤ يتم الاحتفاظ بها بشكل ضعيف في هذه الذرات. ونتيجة لذلك، تظهر الأيونات الموجبة الشحنة والإلكترونات الحرة في الشبكة البلورية للمعادن. في هذه الحالة، توجد الكاتيونات المعدنية في عقد شبكتها البلورية، وتتحرك الإلكترونات بحرية في مجال المراكز الإيجابية لتشكل ما يسمى "غاز الإلكترون". يؤدي وجود إلكترون سالب الشحنة بين كاتيونين إلى تفاعل كل كاتيون مع هذا الإلكترون. وبالتالي، فإن الترابط المعدني هو الترابط بين الأيونات الموجبة في بلورات المعادن، والذي يحدث من خلال جذب الإلكترونات التي تتحرك بحرية في جميع أنحاء البلورة.

وبما أن إلكترونات التكافؤ في المعدن موزعة بالتساوي في جميع أنحاء البلورة، فإن الرابطة المعدنية، مثل الرابطة الأيونية، هي رابطة غير اتجاهية. على عكس الرابطة التساهمية، الرابطة المعدنية هي رابطة غير مشبعة. من الرابطة التساهمية اتصال معدنيكما أنها تختلف في المتانة. طاقة الرابطة المعدنية أقل بحوالي ثلاث إلى أربع مرات من طاقة الرابطة التساهمية.

بسبب الحركة العالية لغاز الإلكترون، تتميز المعادن بالتوصيل الكهربائي والحراري العالي.

5.4. رابطة الهيدروجين

في جزيئات المركبات HF، H 2 O، NH 3، توجد روابط هيدروجينية مع عنصر قوي السالبية الكهربية (H–F، H–O، H–N). بين جزيئات هذه المركبات يمكن أن تتشكل الروابط الهيدروجينية بين الجزيئات. في بعض الجزيئات العضوية التي تحتوي على روابط H–O، H–N، روابط هيدروجينية داخل الجزيئات.

آلية تكوين رابطة الهيدروجين هي جزئيًا كهروستاتيكية، وجزئيًا مانح ومتقبل بطبيعتها. وفي هذه الحالة يكون زوج الإلكترون المتبرع هو ذرة عنصر سالب بقوة كهربية (F، O، N)، والمستقبل هو ذرات الهيدروجين المتصلة بهذه الذرات. مثل الروابط التساهمية، تتميز الروابط الهيدروجينية بوجود ركزفي الفضاء و التشبع.

يُشار عادةً إلى الروابط الهيدروجينية بالنقاط: H ··· و. كلما كانت الرابطة الهيدروجينية أقوى، زادت السالبية الكهربية للذرة الشريكة وصغر حجمها. وهي مميزة في المقام الأول لمركبات الفلور، وكذلك الأكسجين، وبدرجة أقل النيتروجين، وبدرجة أقل الكلور والكبريت. تتغير طاقة رابطة الهيدروجين أيضًا وفقًا لذلك (الجدول 5.4).

الجدول 5.4.

متوسط ​​قيم طاقات الروابط الهيدروجينية

الروابط الهيدروجينية بين الجزيئات وداخل الجزيئات

بفضل الروابط الهيدروجينية، تتحد الجزيئات لتشكل جزيئات ثنائية وروابط أكثر تعقيدًا. على سبيل المثال، يمكن تمثيل تكوين ثنائي حمض الفورميك من خلال الرسم البياني التالي (الشكل 5.18).

أرز. 5.18. تكوين روابط هيدروجينية بين الجزيئات في حمض الفورميك

يمكن أن تظهر سلاسل طويلة من (H 2 O) n في الماء (الشكل 5.19).

أرز. 5.19. تكوين سلسلة من الروابط في الماء السائل بسبب الروابط الهيدروجينية بين الجزيئات

يمكن لكل جزيء H2O أن يشكل أربع روابط هيدروجينية، لكن جزيء HF يمكن أن يشكل اثنتين فقط.

يمكن أن تحدث الروابط الهيدروجينية بين الجزيئات المختلفة (الرابطة الهيدروجينية بين الجزيئات) وداخل الجزيء (الرابطة الهيدروجينية داخل الجزيئات). يتم عرض أمثلة على تكوين الروابط الجزيئية لبعض المواد العضوية في الشكل. 5.20.

أرز. 5.20. تكوين روابط هيدروجينية داخل الجزيئات في جزيئات المركبات العضوية المختلفة

تأثير الروابط الهيدروجينية على خواص المواد

المؤشر الأكثر ملاءمة لوجود روابط هيدروجينية بين الجزيئات هو نقطة غليان المادة. يتم تفسير نقطة غليان الماء الأعلى (100 درجة مئوية مقارنة بمركبات الهيدروجين لعناصر مجموعة الأكسجين الفرعية (H 2 S، H 2 Se، H 2 Te) بوجود روابط هيدروجينية: يجب إنفاق طاقة إضافية لتدمير الجزيئات الروابط الهيدروجينية في الماء.

يمكن أن يؤثر الارتباط الهيدروجيني بشكل كبير على بنية المواد وخصائصها. يؤدي وجود روابط هيدروجينية بين الجزيئات إلى زيادة درجات انصهار وغليان المواد. يؤدي وجود رابطة هيدروجينية داخل الجزيئات إلى طي جزيء الحمض النووي الريبي منقوص الأكسجين (DNA) في حلزون مزدوج في الماء.

تلعب الروابط الهيدروجينية أيضًا دورًا مهمًا في عمليات الذوبان، حيث تعتمد القابلية للذوبان أيضًا على قدرة المركب على تكوين روابط هيدروجينية مع المذيب. ونتيجة لذلك، فإن المواد التي تحتوي على مجموعات OH مثل السكر والجلوكوز والكحولات والأحماض الكربوكسيلية تكون، كقاعدة عامة، قابلة للذوبان بدرجة عالية في الماء.

5.5. أنواع الشبكات الكريستالية

عادة ما يكون للمواد الصلبة بنية بلورية. تقع الجسيمات التي تشكل البلورات (الذرات أو الأيونات أو الجزيئات) في نقاط محددة بدقة في الفضاء، وتشكل شبكة بلورية. تتكون الشبكة البلورية من خلايا أولية تحتفظ بالخصائص الهيكلية المميزة لشبكة معينة. تسمى النقاط التي تقع فيها الجزيئات العقد شعرية الكريستال. اعتمادا على نوع الجزيئات الموجودة في مواقع الشبكة وعلى طبيعة الاتصال بينها، يتم تمييز 4 أنواع من الشبكات البلورية.

5.5.1. شعرية بلورية ذرية

توجد في عقد الشبكات البلورية الذرية ذرات متصلة ببعضها البعض بواسطة روابط تساهمية. المواد التي لها شبكة ذرية تشمل الماس والسيليكون والكربيدات ومبيدات السيليكات وما إلى ذلك. في بنية البلورة الذرية، من المستحيل عزل الجزيئات الفردية؛ وتعتبر البلورة بأكملها بمثابة جزيء عملاق واحد. يظهر هيكل الماس في الشكل. 5.21. يتكون الألماس من ذرات الكربون، ترتبط كل ذرة منها بأربع ذرات مجاورة. نظرًا لحقيقة أن الروابط التساهمية قوية، فإن جميع المواد ذات الشبكات الذرية تكون حرارية وصلبة ومنخفضة التطاير. فهي قابلة للذوبان قليلا في الماء.

أرز. 5.21. شعرية الكريستال الماس

5.5.2. الشبكة البلورية الجزيئية

توجد في عقد الشبكات البلورية الجزيئية جزيئات متصلة ببعضها البعض بواسطة قوى جزيئية ضعيفة. لذلك، فإن المواد ذات الشبكة الجزيئية لها صلابة منخفضة، فهي قابلة للانصهار، وتتميز بتطاير كبير، وقابلة للذوبان بشكل طفيف في الماء، ومحاليلها، كقاعدة عامة، لا تقوم بتوصيل التيار الكهربائي. هناك الكثير من المواد ذات الشبكة البلورية الجزيئية المعروفة. هذه هي الهيدروجين الصلب والكلور وأول أكسيد الكربون (IV) وغيرها من المواد التي تكون في حالة غازية في درجات الحرارة العادية. تحتوي معظم المركبات العضوية البلورية على شبكة جزيئية.

5.5.3. شعرية الكريستال الأيونية

تسمى الشبكات البلورية التي تحتوي على الأيونات في عقدها أيوني. وتتكون من مواد ذات روابط أيونية، مثل هاليدات الفلزات القلوية. في البلورات الأيونية، لا يمكن تمييز الجزيئات الفردية؛ ويمكن اعتبار البلورة بأكملها بمثابة جزيء كبير واحد. الروابط بين الأيونات قوية، وبالتالي فإن المواد ذات الشبكة الأيونية لها تقلبات منخفضة ونقاط انصهار وغليان عالية. تظهر الشبكة البلورية لكلوريد الصوديوم في الشكل. 5.22.

أرز. 5.22. شعرية كريستال من كلوريد الصوديوم

في هذا الشكل، الكرات الفاتحة هي أيونات Na +، والكرات الداكنة هي أيونات Cl. على اليسار في الشكل. يوضح الشكل 5.22 خلية الوحدة لـ NaCI.

5.5.4. شبكة كريستال معدنية

تشكل المعادن في الحالة الصلبة شبكات بلورية معدنية. تحتوي مواقع هذه الشبكات على أيونات معدنية موجبة، وتتحرك إلكترونات التكافؤ بينها بحرية. تجذب الإلكترونات الكاتيونات كهربائيًا، مما يمنح الشبكة المعدنية الاستقرار. يحدد هذا الهيكل الشبكي الموصلية الحرارية العالية والتوصيل الكهربائي واللدونة للمعادن - أثناء التشوه الميكانيكي لا يوجد كسر للروابط وتدمير البلورة، حيث يبدو أن الأيونات التي تتكون منها تطفو في سحابة من غاز الإلكترون. في التين. ويبين الشكل 5.23 شبكة بلورات الصوديوم.

أرز. 5.23. شعرية كريستال الصوديوم

7.11. هيكل المواد ذات الروابط التساهمية

المواد التي، من بين جميع أنواع الروابط الكيميائية، لا يوجد سوى رابط تساهمي، تنقسم إلى مجموعتين غير متساويتين: جزيئية (كثيرة جدًا) وغير جزيئية (أقل بكثير).
تتكون بلورات المواد الجزيئية الصلبة من جزيئات مترابطة بشكل ضعيف بواسطة قوى التفاعل بين الجزيئات. هذه البلورات لا تتمتع بقوة وصلابة عالية (مثل الثلج أو السكر). كما أن درجات انصهارها وغليانها منخفضة أيضًا (انظر الجدول 22).

الجدول 22. درجات الانصهار والغليان لبعض المواد الجزيئية

على عكس نظيراتها الجزيئية، تشكل المواد غير الجزيئية ذات الروابط التساهمية بلورات صلبة جدًا. وتنتمي بلورات الألماس (أصلب مادة) إلى هذا النوع.
في بلورة الماس (الشكل 7.5)، ترتبط كل ذرة كربون بأربع ذرات كربون أخرى عن طريق روابط تساهمية بسيطة (تهجين sp3). تشكل ذرات الكربون إطارًا ثلاثي الأبعاد. في الأساس، إن بلورة الماس بأكملها عبارة عن جزيء ضخم وقوي جدًا.
بلورات السيليكون، المستخدمة على نطاق واسع في الإلكترونيات الراديوية والهندسة الإلكترونية، لها نفس البنية.
إذا استبدلت نصف ذرات الكربون الموجودة في الماس بذرات السيليكون دون الإخلال ببنية إطار البلورة، فستحصل على بلورة من كربيد السيليكون SiC - وهي أيضًا مادة صلبة جدًا تستخدم كمادة كاشطة. ينتمي أيضًا رمل الكوارتز العادي (ثاني أكسيد السيليكون) إلى هذا النوع من المواد البلورية. الكوارتز مادة صلبة جدًا؛ تحت اسم "الصنفرة" يتم استخدامه أيضًا كمادة كاشطة. يتم الحصول على بنية الكوارتز بسهولة عن طريق إدخال ذرات الأكسجين بين كل ذرتين من ذرات السيليكون في بلورة السيليكون. في هذه الحالة، سترتبط كل ذرة سيليكون بأربع ذرات أكسجين، وكل ذرة أكسجين مع ذرتي سيليكون.

تسمى بلورات الماس والسيليكون والكوارتز والهياكل المماثلة بالبلورات الذرية.
البلورة الذرية هي بلورة تتكون من ذرات عنصر واحد أو أكثر مرتبطة بروابط كيميائية.
الرابطة الكيميائية في البلورة الذرية يمكن أن تكون تساهمية أو معدنية.
كما تعلمون بالفعل، فإن أي بلورة ذرية، مثل البلورة الأيونية، هي "جزيء فائق" ضخم. لا يمكن تدوين الصيغة الهيكلية لمثل هذا "الجزيء الفائق" - يمكنك فقط إظهار شظيته، على سبيل المثال:

على عكس المواد الجزيئية، فإن المواد التي تشكل بلورات ذرية هي من بين أكثر المواد مقاومة للحرارة (انظر الجدول 23).

الجدول 23. درجات الانصهار والغليان لبعض المواد غير الجزيئيةمع الروابط التساهمية

تعتبر درجات حرارة الانصهار المرتفعة هذه مفهومة تمامًا إذا تذكرنا أنه عندما تذوب هذه المواد، لا يتم كسر الروابط الجزيئية الضعيفة، بل الروابط الكيميائية القوية. لنفس السبب، فإن العديد من المواد التي تشكل بلورات ذرية لا تذوب عند تسخينها، ولكنها تتحلل أو تتحول على الفور إلى حالة بخار (تسامى)، على سبيل المثال، يتسامي الجرافيت عند 3700 درجة مئوية.

7.12. قطبية الرابطة التساهمية. كهرسلبية

تذكر أن الذرات المعزولة للعناصر المختلفة لها ميول مختلفة للتخلي عن الإلكترونات وقبولها. تستمر هذه الاختلافات بعد تكوين الرابطة التساهمية. أي أن ذرات بعض العناصر تميل إلى جذب زوج الإلكترونات من الرابطة التساهمية إلى نفسها بقوة أكبر من ذرات العناصر الأخرى.

خذ بعين الاعتبار الجزيء حمض الهيدروكلوريك.
باستخدام هذا المثال، دعونا نرى كيف يمكننا تقدير إزاحة سحابة الاتصالات الإلكترونية باستخدام طاقات ووسائل التأين المولية للإلكترون. 1312 كيلوجول/مول، و1251 كيلوجول/مول - الفرق ضئيل، حوالي 5%. 73 كيلوجول/مول، و349 كيلوجول/مول - هنا الفرق أكبر بكثير: طاقة الألفة الإلكترونية لذرة الكلور أكبر بخمس مرات تقريبًا من طاقة ذرة الهيدروجين. من هذا يمكننا أن نستنتج أن زوج الإلكترون من الرابطة التساهمية في جزيء كلوريد الهيدروجين ينزاح بشكل كبير نحو ذرة الكلور. بمعنى آخر، تقضي إلكترونات الترابط وقتًا أطول بالقرب من ذرة الكلور مقارنةً بذرة الهيدروجين. ويؤدي هذا التوزيع غير المتكافئ لكثافة الإلكترون إلى إعادة توزيع الشحنات الكهربائية داخل الجزيء، حيث تنشأ شحنات جزئية (زائدة) على الذرات؛ على ذرة الهيدروجين تكون موجبة، وعلى ذرة الكلور تكون سالبة.

في هذه الحالة، يقال أن الرابطة مستقطبة، والرابطة نفسها تسمى رابطة تساهمية قطبية.
إذا لم يتم إزاحة زوج الإلكترون من الرابطة التساهمية إلى أي من الذرات المرتبطة، أي أن إلكترونات الرابطة تنتمي بالتساوي إلى الذرات المرتبطة، فإن هذه الرابطة تسمى رابطة تساهمية غير قطبية.
وينطبق أيضًا مفهوم "الرسوم الرسمية" في حالة الرابطة التساهمية. فقط في التعريف لا ينبغي أن نتحدث عن الأيونات، بل عن الذرات. بشكل عام، يمكن إعطاء التعريف التالي.

في الجزيئات التي تتشكل فيها الروابط التساهمية فقط عن طريق آلية التبادل، تكون الشحنات الرسمية للذرات تساوي الصفر. وهكذا، في جزيء حمض الهيدروكلوريك، تكون الشحنات الرسمية على ذرات الكلور والهيدروجين صفرًا. وبالتالي فإن الشحنات الحقيقية (الفعالة) الموجودة على ذرات الكلور والهيدروجين في هذا الجزيء تساوي الشحنات الجزئية (الزائدة).
ليس من السهل دائمًا تحديد علامة الشحنة الجزئية على ذرة عنصر أو آخر في الجزيء بناءً على طاقات التأين المولية والألفة للقطب الكهربائي، أي تقدير الاتجاه الذي تكون فيه أزواج الروابط الإلكترونية تحول. عادة لهذه الأغراض، يتم استخدام خاصية طاقة أخرى للذرة - الكهربية.

في الوقت الحالي، لا يوجد تسمية واحدة مقبولة عمومًا للسالبية الكهربية. يمكن الإشارة إليه بالحرفين E/O. لا توجد أيضًا طريقة واحدة مقبولة عمومًا لحساب السالبية الكهربية. وبطريقة مبسطة، يمكن تمثيلها على أنها نصف مجموع طاقات التأين المولية والألفة الإلكترونية - وكانت هذه إحدى الطرق الأولى لحسابها.
نادرًا ما يتم استخدام القيم المطلقة للسالبية الكهربية لذرات العناصر المختلفة. والأكثر استخدامًا هو السالبية الكهربية النسبية، والتي يُشار إليها بالرمز c. في البداية، تم تعريف هذه القيمة على أنها نسبة السالبية الكهربية لذرة عنصر معين إلى السالبية الكهربية لذرة الليثيوم. وفي وقت لاحق، تغيرت طرق حسابه إلى حد ما.
السالبية الكهربية النسبية هي كمية بلا أبعاد. وترد قيمها في الملحق 10.

نظرًا لأن السالبية الكهربية النسبية تعتمد بشكل أساسي على طاقة التأين للذرة (طاقة تقارب الإلكترون تكون دائمًا أقل بكثير)، فإنها في نظام العناصر الكيميائية تتغير تقريبًا مثل طاقة التأين، أي أنها تزيد قطريًا من السيزيوم (0.86) الفلور (4.10). إن قيم السالبية الكهربية النسبية للهيليوم والنيون الواردة في الجدول ليس لها أي أهمية عملية، لأن هذه العناصر لا تشكل مركبات.

باستخدام جدول السالبية الكهربية، يمكنك بسهولة تحديد أي من الذرتين تنزاح الإلكترونات التي تربط هذه الذرات، وبالتالي علامات الشحنات الجزئية التي تنشأ على هذه الذرات.

وهكذا، في حالة تكوين رابطة تساهمية بين ذرات العناصر المختلفة، فإن مثل هذا الرابط سيكون دائمًا قطبيًا، وفي حالة تكوين رابطة تساهمية بين ذرات نفس العنصر (في المواد البسيطة)، يكون الترابط قطبيًا. السندات في معظم الحالات غير القطبية.

كلما زاد الفرق في السالبية الكهربية للذرات المرتبطة، كلما أصبحت الرابطة التساهمية بين هذه الذرات أكثر قطبية.

الرابطة التساهمية القطبية، الرابطة التساهمية غير القطبية، السالبية الكهربية المطلقة، السالبية الكهربية النسبية.
1. أظهرت التجارب والحسابات اللاحقة أن الشحنة الفعالة للسيليكون في رباعي فلوريد السيليكون هي +1.64e، وللزينون في سداسي فلوريد الزينون +2.3e تحديد قيم الشحنات الجزئية على ذرات الفلور في هذه المركبات. 2. قم بتكوين الصيغ الهيكلية للمواد التالية، وباستخدام الرموز "" و" "، قم بتمييز قطبية الروابط التساهمية في جزيئات هذه المركبات: أ) CH 4، CCl 4، SiCl 4؛ ب) H 2 O، H 2 S، H 2 Se، H 2 Te؛ ج) NH 3، NF 3، NCl 3؛ د) SO 2، Cl 2 O، OF 2.
3.باستخدام جدول السالبية الكهربية، حدد أي المركبات تكون الرابطة فيها أكثر قطبية: أ) CCl 4 أو SiCl 4 ؛ ب) H 2 S أو H 2 O؛ ج) NF 3 أو NCl 3؛ د) Cl 2 O أو 2.

7.13. آلية المانحين والمتقبلين لتكوين السندات

تعرفت في الفقرات السابقة بالتفصيل على نوعين من الروابط: الأيونية والتساهمية. تذكر أن الرابطة الأيونية تتشكل عندما ينتقل الإلكترون بالكامل من ذرة إلى أخرى. تساهمي - عند مشاركة الإلكترونات غير المتزاوجة من الذرات المرتبطة.

وبالإضافة إلى ذلك، هناك آلية أخرى لتكوين السندات. لنفكر في الأمر باستخدام مثال تفاعل جزيء الأمونيا مع جزيء ثلاثي فلوريد البورون:

ونتيجة لذلك، تنشأ الروابط التساهمية والأيونية بين ذرات النيتروجين والبورون. في هذه الحالة، ذرة النيتروجين جهات مانحةزوج الإلكترون ("يعطيه" لتكوين الرابطة)، وذرة البورون - متقبل("يقبلها" عند تكوين اتصال). ومن هنا اسم آلية تكوين مثل هذا الاتصال - " المانح المتقبل".

عندما يتم تكوين رابطة باستخدام آلية المانح والمستقبل، يتم تشكيل كل من الرابطة التساهمية والرابطة الأيونية في وقت واحد.
بالطبع، بعد تكوين الرابطة، بسبب اختلاف السالبية الكهربية للذرات المرتبطة، يحدث استقطاب الرابطة وتنشأ شحنات جزئية، مما يقلل من الشحنات الفعالة (الحقيقية) للذرات.

دعونا نلقي نظرة على أمثلة أخرى.

إذا كان هناك جزيء كلوريد الهيدروجين شديد القطبية بجوار جزيء الأمونيا، حيث توجد شحنة جزئية كبيرة على ذرة الهيدروجين، ففي هذه الحالة ستلعب ذرة الهيدروجين دور متقبل زوج الإلكترون. انها 1 س-AO، على الرغم من أنها ليست فارغة تمامًا، مثل ذرة البورون في المثال السابق، إلا أن كثافة الإلكترونات في سحابة هذا المدار تقل بشكل كبير.

الهيكل المكاني للكاتيونات الناتجة هو أيون الأمونيوميشبه NH 4 بنية جزيء الميثان، أي أن جميع روابط N-H الأربعة متماثلة تمامًا.
يمكن ملاحظة تكوين البلورات الأيونية من كلوريد الأمونيوم NH 4 Cl عن طريق خلط غاز الأمونيا مع غاز كلوريد الهيدروجين:

NH 3 (ز) + حمض الهيدروكلوريك (ز) = NH 4 Cl (كر)

ليس فقط ذرة النيتروجين يمكن أن تكون مانحة لزوج الإلكترون. يمكن أن يكون هذا، على سبيل المثال، ذرة الأكسجين في جزيء الماء. سوف يتفاعل جزيء الماء مع نفس كلوريد الهيدروجين كما يلي:

ويسمى الكاتيون الناتج H3O أيون الأوكسونيوموكما ستتعلم قريبًا، فهو ذو أهمية كبيرة في الكيمياء.
في الختام، دعونا ننظر في التركيب الإلكتروني لجزيء أول أكسيد الكربون (أول أكسيد الكربون) CO:

بالإضافة إلى الروابط التساهمية الثلاث (الرابطة الثلاثية)، فهي تحتوي أيضًا على رابطة أيونية.
شروط تكوين السندات وفق آلية المانح والمتقبل:
1) وجود زوج وحيد من إلكترونات التكافؤ في إحدى الذرات.
2) وجود مدار حر في الذرة الأخرى على مستوى التكافؤ الفرعي.
إن آلية تكوين السندات بين المانحين والمتقبلين واسعة الانتشار. يحدث هذا غالبًا بشكل خاص أثناء تكوين المركبات د-عناصر. ذرات الجميع تقريبًا د- تحتوي العناصر على العديد من مدارات التكافؤ الفارغة. لذلك، فهي متقبلة نشطة لأزواج الإلكترون.

آلية تكوين السندات بين المانحين والمتقبلين، أيون الأمونيوم، أيون الأوكسونيوم، شروط تكوين السندات من خلال آلية المانحين والمتقبلين.
1. عمل معادلات التفاعل ومخططات التكوين
أ) بروميد الأمونيوم NH 4 Br من الأمونيا وبروميد الهيدروجين؛
ب) كبريتات الأمونيوم (NH 4) 2 SO 4 من الأمونيا وحمض الكبريتيك.
2. إنشاء معادلات التفاعل ومخططات التفاعل لـ أ) الماء مع بروميد الهيدروجين؛ ب) الماء مع حامض الكبريتيك.
3. ما هي الذرات في التفاعلات الأربعة السابقة المانحة لزوج الإلكترونات، وأيها المستقبلة؟ لماذا؟ اشرح إجابتك باستخدام الرسوم البيانية لمستويات التكافؤ الفرعية.
4. الصيغة الهيكلية لحمض النيتريك الزوايا بين روابط O-N-O قريبة من 120 درجة. يُعرِّف:
أ) نوع تهجين ذرة النيتروجين؛
ب) أي AO من ذرة النيتروجين يشارك في تكوين الرابطة.
ج) التي تشارك AO من ذرة النيتروجين في تكوين الرابطة وفقًا لآلية المانح والمتقبل.
ما رأيك في الزاوية بين روابط H–O–N في هذا الجزيء التي تساوي تقريبًا؟ 5. إنشاء الصيغة الهيكلية لأيون السيانيد CN (شحنة سالبة على ذرة الكربون). ومن المعروف أن السيانيد (المركبات التي تحتوي على مثل هذا الأيون) وأول أكسيد الكربون هي سموم قوية، وتأثيرها البيولوجي متشابه إلى حد كبير. قدم شرحًا لقرب تأثيرها البيولوجي.

7.14. اتصال معدني. المعادن

وتتكون الرابطة التساهمية بين الذرات المتشابهة في قابليتها للتخلي عن الإلكترونات واكتسابها فقط عندما تكون أحجام الذرات المرتبطة صغيرة. في هذه الحالة، تكون كثافة الإلكترون في منطقة السحب الإلكترونية المتداخلة كبيرة، وتبين أن الذرات مرتبطة بإحكام، كما هو الحال، على سبيل المثال، في جزيء HF. إذا كان لواحدة على الأقل من الذرات المرتبطة نصف قطر كبير، يصبح تكوين الرابطة التساهمية أقل فائدة، لأن كثافة الإلكترون في منطقة السحب الإلكترونية المتداخلة للذرات الكبيرة أقل بكثير من تلك الصغيرة. مثال على هذا الجزيء ذو الرابطة الأضعف هو جزيء HI (باستخدام الجدول 21، قارن طاقات الانحلال لجزيئات HF وHI).

ومع ذلك بين الذرات الكبيرة ( ص o > 1.1) يحدث رابطة كيميائية، ولكنها في هذه الحالة تتشكل بسبب مشاركة كل (أو جزء) من إلكترونات التكافؤ لجميع الذرات المرتبطة. على سبيل المثال، في حالة ذرات الصوديوم، كل 3 س- إلكترونات هذه الذرات، وتتكون سحابة إلكترونية واحدة:

تشكل الذرات بلورة مع معدنتواصل
وبهذه الطريقة، يمكن لذرات نفس العنصر وذرات العناصر المختلفة أن ترتبط مع بعضها البعض. في الحالة الأولى، تسمى المواد البسيطة المعادنوفي الثانية - المواد المعقدة تسمى المركبات بين الفلزات.

من بين جميع المواد التي لها روابط معدنية بين الذرات، سوف تتعلم عن المعادن فقط في المدرسة. ما هو التركيب المكاني للمعادن؟ تتكون البلورة المعدنية من الهياكل العظمية الذرية، المتبقية بعد التنشئة الاجتماعية لإلكترونات التكافؤ، والسحابة الإلكترونية للإلكترونات الاجتماعية. عادة ما تشكل النوى الذرية تعبئة متقاربة للغاية، وتحتل السحابة الإلكترونية كامل الحجم الحر المتبقي من البلورة.

الأنواع الرئيسية للتغليف الكثيف هي أقرب التعبئة مكعب(كي بي يو) و تعبئة قريبة سداسية(وحدة معالجة الرسومات). ترتبط أسماء هذه العبوات بتماثل البلورات التي تتحقق فيها. تشكل بعض المعادن بلورات معبأة بشكل فضفاض - مكعب متمركز حول الجسم(أوتسك). يتم عرض نماذج الحجم والكرة والعصا لهذه الحزم في الشكل 7.6.
تتكون التعبئة المغلقة المكعبة من ذرات Cu وAl وPb وAu وبعض العناصر الأخرى. تعبئة متقاربة سداسية - ذرات Be وZn وCd وSc وعدد من الذرات الأخرى. توجد تعبئة الذرات المكعبة المتمحورة حول الجسم في بلورات الفلزات القلوية وعناصر مجموعات VB و VIB. قد يكون لبعض المعادن هياكل مختلفة عند درجات حرارة مختلفة. لا تزال أسباب هذه الاختلافات والسمات الهيكلية للمعادن غير مفهومة بالكامل.
عند ذوبانها تتحول بلورات معدنية إلى السوائل المعدنية. لا يتغير نوع الرابطة الكيميائية بين الذرات.
الرابطة المعدنية ليس لها اتجاهية وتشبع. وفي هذا الصدد فهو يشبه الرابطة الأيونية.
في حالة المركبات بين الفلزية، يمكننا أيضًا التحدث عن قابلية استقطاب الرابطة المعدنية.
الخصائص الفيزيائية المميزة للمعادن:
1) الموصلية الكهربائية العالية.
2) الموصلية الحرارية العالية.
3) ليونة عالية.

تختلف درجات انصهار المعادن المختلفة اختلافًا كبيرًا عن بعضها البعض: أدنى نقطة انصهار للزئبق (- 39 درجة مئوية)، والأعلى للتنغستن (3410 درجة مئوية).

معدن، مركب بين المعادن، رابطة معدنية، تعبئة كثيفة.
1. لتوصيف الحزم المختلفة، يتم استخدام مفهوم "معامل ملء الفراغ"، أي نسبة حجم الذرات إلى حجم البلورة

أين الخامس أ -حجم الذرة,
Z هو عدد الذرات في خلية الوحدة،
السادس- حجم خلية الوحدة .
يتم تمثيل الذرات في هذه الحالة بكرات صلبة نصف قطرها ر، لمس بعضهم البعض. حجم الكرة الخامسث = (4/3) ر 3 .
تحديد عامل ملء المساحة للتغليف السائب والتعبئة المخفية.
2. باستخدام قيم نصف قطر المعدن (الملحق 9)، احسب حجم خلية الوحدة من أ) النحاس (CPU)، ب) الألومنيوم (CPU) و ج) السيزيوم (BCC).

إن فرينكل

دروس الكيمياء

دليل لأولئك الذين لا يعرفون، ولكن يريدون أن يتعلموا ويفهموا الكيمياء

الجزء الأول. عناصر الكيمياء العامة
(مستوى الصعوبة الأول)

استمرار. يرى وفي الأرقام 13، 18، 23/2007؛
6/2008

الفصل 4. مفهوم الروابط الكيميائية

ناقشت الفصول السابقة من هذا الدليل حقيقة أن المادة تتكون من جزيئات، والجزيئات تتكون من ذرات. هل سبق لك أن تساءلت: لماذا لا تتباعد الذرات التي يتكون منها الجزيء في اتجاهات مختلفة؟ ما الذي يحمل الذرات في الجزيء؟

يعيقهم الرابطة الكيميائية .

من أجل فهم طبيعة الرابطة الكيميائية، يكفي أن نتذكر تجربة فيزيائية بسيطة. كرتان معلقتان جنبًا إلى جنب على خيوط لا "تتفاعلان" مع بعضهما البعض بأي شكل من الأشكال. لكن إذا أعطيت إحدى الكرتين شحنة موجبة والأخرى شحنة سالبة، فسوف تنجذب كل منهما إلى الأخرى. أليست هذه هي القوة التي تجذب الذرات لبعضها البعض؟ وفي الواقع، أظهرت الأبحاث ذلك الرابطة الكيميائية ذات طبيعة كهربائية.

من أين تأتي الشحنات في الذرات المحايدة؟

تم نشر المقال بدعم من الدورة التدريبية عبر الإنترنت للتحضير لامتحان الدولة الموحدة "الامتحان". ستجد على الموقع جميع المواد اللازمة للتحضير المستقل لامتحان الدولة الموحدة - وضع خطة إعداد فريدة لكل مستخدم، وتتبع التقدم المحرز في كل موضوع من موضوعات الموضوع والنظرية والمهام. تتوافق جميع المهام مع أحدث التغييرات والإضافات. من الممكن أيضًا إرسال المهام من الجزء الكتابي لامتحان الدولة الموحد إلى الخبراء للحصول على النقاط وتحليل العمل وفقًا لمعايير التقييم. المهام في شكل أسئلة مع تراكم الخبرة، واستكمال المستويات، والحصول على المكافآت والجوائز، والمسابقات مع الأصدقاء في ساحة امتحان الدولة الموحدة. لبدء التحضير، اتبع الرابط: https://examer.ru.

عند وصف بنية الذرات، تبين أن جميع الذرات، باستثناء ذرات الغاز النبيل، تميل إلى اكتساب الإلكترونات أو التخلي عنها. والسبب هو تكوين مستوى خارجي مستقر بثمانية إلكترونات (مثل الغازات النبيلة). عند استقبال الإلكترونات أو التخلي عنها، تنشأ شحنات كهربائية، ونتيجة لذلك، يحدث تفاعل كهروستاتيكي بين الجزيئات. هذه هي الطريقة التي تنشأ الرابطة الأيونية ، أي.

الرابطة بين الأيونات.

الأيونات هي جسيمات مشحونة مستقرة تتشكل نتيجة قبول أو فقدان الإلكترونات.

على سبيل المثال، تشارك ذرة من معدن نشط وعنصر لا فلز نشط في التفاعل:

في هذه العملية تتخلى ذرة المعدن (الصوديوم) عن الإلكترونات:

أ) هل هذا الجسيم مستقر؟

ب) ما عدد الإلكترونات المتبقية في ذرة الصوديوم؟

ج) هل سيكون لهذا الجسيم شحنة؟

وهكذا يتكون في هذه العملية جسيم مستقر (8 إلكترونات في المستوى الخارجي) له شحنة، لأن لا تزال نواة ذرة الصوديوم تحمل شحنة +11، والإلكترونات المتبقية لها شحنة إجمالية قدرها -10. وبالتالي فإن شحنة أيون الصوديوم هي +1. يبدو التسجيل المختصر لهذه العملية كما يلي:

ماذا يحدث لذرة الكبريت؟ تقبل هذه الذرة الإلكترونات حتى يكتمل المستوى الخارجي:

عملية حسابية بسيطة توضح أن هذا الجسيم له شحنة:

تتجاذب الأيونات المشحونة بشكل متضاد مع بعضها البعض، مما يؤدي إلى تكوين رابطة أيونية و"جزيء أيوني":

هناك طرق أخرى لتكوين الأيونات، والتي سيتم مناقشتها في الفصل السادس.

رسميًا، يُنسب إلى كبريتيد الصوديوم هذا التركيب الجزيئي بالضبط، على الرغم من أن المادة التي تتكون من أيونات لها البنية التالية تقريبًا (الشكل 1): هكذا،المواد التي تتكون من أيونات لا تحتوي على جزيئات فردية!

في هذه الحالة، يمكننا أن نتحدث فقط عن "جزيء أيوني" مشروط.المهمة 4.1.

وضح كيف يحدث انتقال الإلكترونات عند حدوث رابطة أيونية بين الذرات:

أ) الكالسيوم والكلور.

ب) الألومنيوم والأكسجين.

يتذكر! تتخلى ذرة المعدن عن الإلكترونات الخارجية؛ تأخذ الذرة اللافلزية الإلكترونات المفقودة.خاتمة.

وفقا للآلية الموصوفة أعلاه، يتم تشكيل الرابطة الأيونية بين ذرات المعادن النشطة واللافلزات النشطة. ومع ذلك، تظهر الأبحاث أن النقل الكامل للإلكترونات من ذرة إلى أخرى لا يحدث دائمًا. في كثير من الأحيان، لا تتشكل الرابطة الكيميائية عن طريق إعطاء واستقبال الإلكترونات، ولكن نتيجة لتكوين أزواج إلكترونية مشتركة*. يسمى هذا الاتصال .

تساهمي. ويتكون هذا النوع من الروابط، على سبيل المثال، بين الذرات غير المعدنية. ومن المعروف أن جزيء النيتروجين يتكون من ذرتين - N 2. كيف تنشأ رابطة تساهمية بين هذه الذرات؟ للإجابة على هذا السؤال لا بد من النظر في بنية ذرة النيتروجين:

سؤال. ما عدد الإلكترونات المفقودة قبل إكمال المستوى الخارجي؟

الإجابة: ثلاثة إلكترونات مفقودة. لذلك، عند الإشارة إلى كل إلكترون من المستوى الخارجي بنقطة، نحصل على:

سؤال. لماذا يتم تمثيل ثلاثة إلكترونات بنقاط واحدة؟

الإجابة: النقطة المهمة هي أننا نريد إظهار تكوين أزواج الإلكترونات المشتركة. الزوج عبارة عن إلكترونين. ويحدث مثل هذا الزوج، على وجه الخصوص، إذا وفرت كل ذرة إلكترونًا واحدًا لتكوين زوج. ذرة النيتروجين لديها ثلاثة إلكترونات أقل من استكمال مستواها الخارجي. وهذا يعني أنه يجب عليه "إعداد" ثلاثة إلكترونات منفردة لتكوين أزواج مستقبلية (الشكل 2).

تلقى الصيغة الإلكترونية للجزيءالنيتروجين، مما يدل على أن كل ذرة نيتروجين لديها الآن ثمانية إلكترونات (ستة منها محاطة بدائرة بيضاوية بالإضافة إلى إلكترونين خاصين بها)؛ ظهرت ثلاثة أزواج مشتركة من الإلكترونات بين الذرات (تقاطع الدوائر).

كل زوج من الإلكترونات يتوافق مع رابطة تساهمية واحدة.كم عدد الروابط التساهمية التي تكونت؟ ثلاثة. نعرض كل رابطة (كل زوج مشترك من الإلكترونات) باستخدام شرطة (ضربة التكافؤ):

ومع ذلك، فإن كل هذه الصيغ لا تعطي إجابة على السؤال: ما الذي يربط الذرات عند تكوين رابطة تساهمية؟ توضح الصيغة الإلكترونية وجود زوج مشترك من الإلكترونات بين الذرات. تنشأ شحنة سالبة زائدة في هذه المنطقة من الفضاء. ونواة الذرات، كما هو معروف، لها شحنة موجبة. وبالتالي، تنجذب نواة كلتا الذرتين إلى شحنة سالبة مشتركة، والتي نشأت بسبب أزواج الإلكترون المشتركة (بتعبير أدق، تقاطع السحب الإلكترونية) (الشكل 3).

هل يمكن أن تنشأ مثل هذه الرابطة بين الذرات المختلفة؟ ربما. دع ذرة النيتروجين تتفاعل مع ذرات الهيدروجين:

يوضح تركيب ذرة الهيدروجين أن الذرة تحتوي على إلكترون واحد. كم عدد هذه الذرات التي يجب أخذها حتى تحصل ذرة النيتروجين على ما تريد - ثلاثة إلكترونات؟ من الواضح ثلاث ذرات هيدروجين
(الشكل 4):

الصليب في الشكل. 4 يشير إلى إلكترونات ذرة الهيدروجين. توضح الصيغة الإلكترونية لجزيء الأمونيا أن ذرة النيتروجين لديها الآن ثمانية إلكترونات، وكل ذرة هيدروجين لديها الآن إلكترونين (ولا يمكن أن يكون هناك المزيد عند مستوى الطاقة الأول).

توضح الصيغة الرسومية أن ذرة النيتروجين لها تكافؤ واحد (ثلاث شرطات، أو ثلاث أشواط تكافؤ)، وكل ذرة هيدروجين لها تكافؤ واحد (شرطة واحدة).

على الرغم من أن جزيئات N 2 و NH 3 تحتوي على نفس ذرة النيتروجين، إلا أن الروابط الكيميائية بين الذرات تختلف عن بعضها البعض. في جزيء النيتروجين N2، تتشكل الروابط الكيميائية ذرات متطابقة، وبالتالي فإن أزواج الإلكترونات المشتركة تقع في الوسط بين الذرات. تظل الذرات محايدة. تسمى هذه الرابطة الكيميائية الغير قطبي .

في جزيء الأمونيا NH 3 تتشكل رابطة كيميائية ذرات مختلفة. ولذلك، فإن إحدى الذرات (في هذه الحالة، ذرة النيتروجين) تجذب الزوج المشترك من الإلكترونات بقوة أكبر. تنزاح الأزواج المشتركة من الإلكترونات نحو ذرة النيتروجين، وتظهر عليها شحنة سالبة صغيرة، وموجبة على ذرة الهيدروجين، تنشأ أقطاب الكهرباء - رابطة القطبية (الشكل 5).

تتكون معظم المواد المبنية باستخدام الروابط التساهمية من جزيئات فردية (الشكل 6).

من الشكل. ويبين الشكل 6 وجود روابط كيميائية بين الذرات، ولكن بين الجزيئات تكون غائبة أو غير مهمة.

يؤثر نوع الرابطة الكيميائية على خواص المادة وسلوكها في المحاليل. لذلك، كلما زاد التجاذب بين الجزيئات، كلما زادت صعوبة تمزيقها عن بعضها البعض وزادت صعوبة تحويل المادة الصلبة إلى الحالة الغازية أو السائلة. حاول أن تحدد في الرسم البياني أدناه أي الجزيئات لها قوى تفاعل أكبر وما هي الرابطة الكيميائية التي تتكون (الشكل 7).

إذا قرأت الفصل بعناية ستكون إجابتك كما يلي: الحد الأقصى للتفاعل بين الجزيئات يحدث في الحالة الأولى (الرابطة الأيونية). ولذلك، فإن جميع هذه المواد صلبة. أقل تفاعل بين الجسيمات غير المشحونة (الحالة الثالثة - رابطة تساهمية غير قطبية). غالبًا ما تكون هذه المواد غازات.

المهمة 4.2.حدد الرابطة الكيميائية التي تحدث بين الذرات في المواد: NaCl، HCl، Cl 2، AlCl 3، H 2 O. أعط تفسيرات.

المهمة 4.3.قم بإنشاء صيغ إلكترونية ورسومية لتلك المواد من المهمة 4.2 التي حددت فيها وجود رابطة تساهمية. للترابط الأيوني، ارسم مخططات نقل الإلكترون.

الفصل الخامس. الحلول

لا يوجد إنسان على وجه الأرض لم يرى الحلول. وما هو؟

المحلول هو خليط متجانس من مكونين أو أكثر (مكونات أو مواد).

ما هو الخليط المتجانس؟ يفترض تجانس الخليط وجود تجانس بين المواد المكونة له واجهة مفقودة. في هذه الحالة، من المستحيل، على الأقل بصريًا، تحديد عدد المواد التي تشكل خليطًا معينًا. على سبيل المثال، عند النظر إلى ماء الصنبور في كوب، من الصعب تخيل أنه بالإضافة إلى جزيئات الماء، يحتوي على عشرات الأيونات والجزيئات (O 2، CO 2، Ca 2+، إلخ). ولن يساعدك أي مجهر على رؤية هذه الجسيمات.

لكن غياب الواجهة ليس العلامة الوحيدة على التجانس. في خليط متجانس تكوين الخليط هو نفسه في أي لحظة. لذلك، للحصول على حل، تحتاج إلى خلط المكونات (المواد) التي تشكله بدقة.

يمكن أن تحتوي الحلول على حالات تجميع مختلفة:

المحاليل الغازية (على سبيل المثال، الهواء - خليط من الغازات O 2، N 2، CO 2، Ar)؛

المحاليل السائلة (مثل الكولونيا والشراب والمحلول الملحي)؛

المحاليل الصلبة (مثل السبائك).

تسمى إحدى المواد التي تشكل المحلول مذيب. المذيب له نفس حالة التجميع مثل المحلول. لذلك، بالنسبة للمحاليل السائلة فهي سائلة: الماء، الزيت، البنزين، إلخ. في أغلب الأحيان في الممارسة العملية، يتم استخدام المحاليل المائية. سيتم مناقشتها بشكل أكبر (ما لم يتم إجراء حجز مماثل).

ماذا يحدث عندما تذوب مواد مختلفة في الماء؟ لماذا تذوب بعض المواد جيدًا في الماء والبعض الآخر يذوب بشكل سيئ؟ ما الذي يحدد الذوبان - قدرة المادة على الذوبان في الماء؟

لنتخيل أن قطعة من السكر موضوعة في كوب من الماء الدافئ. لقد كان مستلقيًا هناك، وتقلص حجمه و... اختفى. أين؟ هل يتم انتهاك قانون حفظ المادة (كتلتها وطاقتها)؟ لا. خذ رشفة من المحلول الناتج وستقتنع بأن الماء حلو والسكر لم يختف. ولكن لماذا هو غير مرئي؟

والحقيقة هي أنه أثناء الذوبان يحدث سحق (طحن) للمادة. في هذه الحالة، تنقسم قطعة السكر إلى جزيئات، لكننا لا نستطيع رؤيتها. نعم، ولكن لماذا لا يتحلل السكر الموجود على الطاولة إلى جزيئات؟ لماذا لا تختفي قطعة السمن التي تسقط في الماء أيضًا؟ ولكن لأن تفتيت المادة القابلة للذوبان يحدث تحت تأثير مذيب كالماء مثلا. لكن المذيب سيكون قادرًا على "سحب" البلورة، المادة الصلبة، إلى الجزيئات إذا تمكن من "الإمساك" بهذه الجزيئات. وبعبارة أخرى، عندما تذوب المادة، لا بد من وجودها التفاعل بين المادة والمذيب.

متى يكون هذا التفاعل ممكنا؟ فقط في حالة تشابه بنية المواد (سواء القابلة للذوبان أو المذيبة). إن قاعدة الخيميائيين معروفة منذ زمن طويل: "المثل يذوب في مثل". في أمثلةنا، جزيئات السكر قطبية وهناك قوى تفاعل معينة بينها وبين جزيئات الماء القطبية. ولا توجد مثل هذه القوى بين جزيئات الدهون غير القطبية وجزيئات الماء القطبية. ولذلك فإن الدهون لا تذوب في الماء. هكذا، تعتمد قابلية الذوبان على طبيعة المذاب والمذيب.

نتيجة للتفاعل بين المذاب والماء تتكون مركبات - هيدرات. يمكن أن تكون هذه اتصالات قوية جدًا:

توجد هذه المركبات كمواد فردية: القواعد والأحماض المحتوية على الأكسجين. وبطبيعة الحال، أثناء تكوين هذه المركبات، تنشأ روابط كيميائية قوية وتنطلق الحرارة. لذلك، عندما يذوب CaO (الجير الحي) في الماء، يتم إطلاق قدر كبير من الحرارة بحيث يغلي الخليط.

ولكن لماذا عند إذابة السكر أو الملح في الماء لا يسخن المحلول الناتج؟ أولاً، ليست كل الهيدرات قوية مثل حمض الكبريتيك أو هيدروكسيد الكالسيوم. هناك هيدرات الأملاح (هيدرات بلورية)والتي تتحلل بسهولة عند تسخينها:

ثانيا، أثناء الذوبان، كما ذكرنا سابقا، تحدث عملية سحق. وهذا يستهلك الطاقة ويمتص الحرارة.

وبما أن كلتا العمليتين تحدثان في وقت واحد، فيمكن أن يسخن المحلول أو يبرد، اعتمادًا على العملية السائدة.

المهمة 5.1.تحديد العملية السائدة في كل حالة - التكسير أو الترطيب -:

أ) عند إذابة حمض الكبريتيك في الماء، إذا تم تسخين المحلول؛

ب) عندما تذوب نترات الأمونيوم في الماء، إذا تم تبريد المحلول؛

ج) عندما يذوب ملح الطعام في الماء، إذا ظلت درجة حرارة المحلول دون تغيير تقريبًا.

وبما أن درجة حرارة المحلول تتغير أثناء الذوبان، فمن الطبيعي افتراض ذلك الذوبان يعتمد على درجة الحرارة. وفي الواقع، فإن قابلية ذوبان معظم المواد الصلبة تزداد مع التسخين. تقل ذوبان الغازات عند تسخينها. ولذلك، عادة ما يتم إذابة المواد الصلبة في الماء الدافئ أو الساخن، بينما تبقى المشروبات الغازية باردة.

الذوبان(القدرة على إذابة) المواد لا يعتمد على طحن المادة أو شدة الخلط. ولكن عن طريق زيادة درجة الحرارة، وطحن المادة، واثارة الحل النهائي، يمكنك تسريع عملية الذوبان. من خلال تغيير شروط الحصول على المحلول، من الممكن الحصول على حلول ذات تركيبات مختلفة. وبطبيعة الحال، هناك حد، عند الوصول إليه يسهل اكتشاف أن المادة لم تعد قابلة للذوبان في الماء. ويسمى هذا الحل ثري. بالنسبة للمواد شديدة الذوبان، سيحتوي المحلول المشبع على الكثير من المذاب. وبالتالي، فإن المحلول المشبع من KNO3 عند 100 درجة مئوية يحتوي على 245 جم من الملح لكل 100 جم من الماء (في 345 جم من المحلول)، وهذا مركزةحل. تحتوي المحاليل المشبعة للمواد ضعيفة الذوبان على كتل ضئيلة من المركبات الذائبة. وبالتالي، فإن المحلول المشبع من كلوريد الفضة يحتوي على 0.15 ملجم من AgCl في 100 جرام من الماء. هذا جدا مخففحل.

وبالتالي، إذا كان المحلول يحتوي على الكثير من المذاب نسبة إلى المذيب، فإنه يسمى مركزًا، وإذا كان هناك مادة قليلة، فإنه يسمى مخففًا. في كثير من الأحيان، تعتمد خصائصه، وبالتالي تطبيقه، على تكوين الحل.

وبالتالي، يتم استخدام محلول مخفف من حمض الأسيتيك (خل المائدة) كنكهة، ويمكن أن يسبب المحلول المركز لهذا الحمض (جوهر الخليك عند تناوله عن طريق الفم) حروقًا مميتة.

لكي تعكس التركيب الكمي للحلول، استخدم قيمة تسمى جزء كتلة من المذاب :

أين م(v-va) - كتلة المذاب في المحلول؛ م(الحل) - الكتلة الكلية للمحلول الذي يحتوي على مذاب ومذيب.

لذلك، إذا كان 100 جرام من الخل يحتوي على 6 جرام من حمض الأسيتيك، فنحن نتحدث عن محلول حمض الأسيتيك بنسبة 6٪ (هذا هو خل المائدة). ستتم مناقشة طرق حل المشكلات باستخدام مفهوم جزء الكتلة المذابة في الفصل الثامن.

استنتاجات الفصل 5.المحاليل عبارة عن مخاليط متجانسة تتكون من مادتين على الأقل، تسمى إحداهما مذيبًا، والأخرى مذابًا. عند الذوبان، تتفاعل هذه المادة مع المذيب، مما يؤدي إلى سحق المذاب. يتم التعبير عن تكوين المحلول باستخدام الجزء الكتلي من المذاب في المحلول.

* تحدث أزواج الإلكترونات عند تقاطع السحب الإلكترونية.

يتبع

169338 0

تحتوي كل ذرة على عدد معين من الإلكترونات.

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

أرز. 1.

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

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

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

النوع الأول من الاتصال هوأيوني اتصال

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

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

أرز. 2.

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

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

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

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

المحاليل المائية للأحماض تخضع لتفاعلات مميزة:

أ) مع أكاسيد المعادن - مع تكوين الملح والماء؛

ب) مع المعادن - مع تكوين الملح والهيدروجين؛

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

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

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

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

يتكون هذا الخليط المتوازن من زوجين مترافقين من الأحماض والقواعد:

1)ن.ح. 4+ و ن.ح. 3

2) حمض الهيدروكلوريكو Cl ‑

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

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

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

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

وبالتالي، يمكن أن يشكل الماء زوجين مترافقين:

1) ماء(حمض) و هو- (القاعدة المترافقة)

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

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

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

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

النوع الثاني من الاتصال هوتساهمي اتصال

يمكن للذرات تكوين تكوينات إلكترونية مستقرة من خلال مشاركة الإلكترونات.

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

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

أرز. 4.رابطة تساهمية في جزيء Cl2.

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

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

الرابطة التساهمية، بدورها، لديها تعديل آخر.

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

تين. 5.

كقاعدة عامة، في المركب المعقد، تعمل ذرة المعدن كمستقبل لزوج الإلكترونات؛ على العكس من ذلك، في الروابط الأيونية والتساهمية تكون ذرة المعدن مانحًا للإلكترون.

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

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

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

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

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

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

النوع الثالث من الاتصال هوثنائي القطب ثنائي القطب اتصال

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

وتعتمد قوة هذه التفاعلات على طبيعة الجزيئات.

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

أرز. 6.

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

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

ولذلك تتحول الذرة إلى ثنائي القطب كبير.

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

الشكل 7.

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

الجدول 1.طاقة القوى بين الجزيئات

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

النوع الرابع من الاتصال هواتصال معدني

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

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

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

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

المواد العضوية الحيوية الطبية. ج.ك. باراشكوف