الأنواع الرئيسية لجدول الروابط الكيميائية. الأنواع الرئيسية للرابطة الكيميائية

لا توجد ذرات معظم العناصر بشكل منفصل ، حيث يمكن أن تتفاعل مع بعضها البعض. في هذا التفاعل ، تتشكل جسيمات أكثر تعقيدًا.

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

تتفاعل الإلكترونات الموجودة في المستويات الإلكترونية الخارجية (إلكترونات التكافؤ) ، وهي الأبعد عن النواة ، وهي الأضعف ، وبالتالي فهي قادرة على الانفصال عن النواة. هم مسؤولون عن ارتباط الذرات ببعضها البعض.

أنواع التفاعل في الكيمياء

يمكن تمثيل أنواع الروابط الكيميائية على النحو التالي:

خاصية الرابطة الأيونية

التفاعل الكيميائي الذي يتكون بسبب جاذبية أيونوجود شحنات مختلفة يسمى الأيونية. يحدث هذا إذا كان للذرات المترابطة فرق كبير في الكهربية (أي القدرة على جذب الإلكترونات) وكان زوج الإلكترون ينتقل إلى عنصر أكثر كهرسلبية. نتيجة مثل هذا الانتقال للإلكترونات من ذرة إلى أخرى هو تكوين الجسيمات المشحونة - الأيونات. هناك جاذبية بينهما.

لديها أدنى كهرسلبية معادن نموذجية، وأكبرها نموذجي غير الفلزات. وهكذا تتشكل الأيونات من خلال التفاعلات بين المعادن النموذجية وغير الفلزية النموذجية.

تصبح ذرات المعادن أيونات موجبة الشحنة (كاتيونات) ، وتتبرع بالإلكترونات لمستويات إلكترونية خارجية ، وتقبل اللافلزات الإلكترونات ، وبالتالي تتحول إلى مشحون سلبياالأيونات (الأنيونات).

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

الرابطة الأيونية غير اتجاهية وغير قابلة للتشبع ، حيث يحدث التفاعل الكهروستاتيكي في جميع الاتجاهات ، على التوالي ، يمكن للأيون جذب أيونات الإشارة المعاكسة في جميع الاتجاهات.

ترتيب الأيونات بحيث يكون حول كل منها عددًا معينًا من الأيونات المشحونة عكسيا. مفهوم "الجزيء" للمركبات الأيونية لا معنى له.

أمثلة على التعليم

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

Na 0-1 e \ u003d Na + (كاتيون)

Cl 0 + 1 e \ u003d Cl - (أنيون)

في كلوريد الصوديوم ، يوجد ستة أنيون كلوريد حول كاتيونات الصوديوم ، وستة أيونات صوديوم حول كل أيون كلوريد.

عندما يتشكل تفاعل بين الذرات في كبريتيد الباريوم ، تحدث العمليات التالية:

Ba 0 - 2 e \ u003d Ba 2+

S 0 + 2 e \ u003d S 2-

تبرع Ba بإلكترونين لها للكبريت ، مما أدى إلى تكوين أنيونات الكبريت S2 وكاتيونات الباريوم Ba 2+.

رابطة كيميائية معدنية

عدد الإلكترونات في مستويات الطاقة الخارجية للمعادن صغير ؛ فهي تنفصل بسهولة عن النواة. نتيجة لهذا الانفصال ، تتشكل أيونات المعادن والإلكترونات الحرة. تسمى هذه الإلكترونات "غاز الإلكترون". تتحرك الإلكترونات بحرية عبر حجم المعدن وترتبط باستمرار بالذرات ومنفصلة عنها.

هيكل المادة المعدنية على النحو التالي: الشبكة البلورية هي العمود الفقري للمادة ، ويمكن للإلكترونات أن تتحرك بحرية بين عقدها.

يمكن إعطاء الأمثلة التالية:

ملغ - 2 هـ<->ملغ 2 +

CS-e<->Cs +

Ca-2e<->Ca2 +

Fe-3e<->Fe3 +

تساهمية: قطبية وغير قطبية

النوع الأكثر شيوعًا للتفاعل الكيميائي هو الرابطة التساهمية. لا تختلف قيم الكهربية للعناصر المتفاعلة بشكل حاد ، فيما يتعلق بهذا ، يحدث فقط تحول في زوج الإلكترون الشائع إلى ذرة أكثر كهرسلبية.

يمكن تشكيل التفاعل التساهمي من خلال آلية التبادل أو بواسطة آلية المتبرع المتلقي.

تتحقق آلية التبادل إذا كان لكل ذرة إلكترونات غير متزاوجة في المستويات الإلكترونية الخارجية ويؤدي تداخل المدارات الذرية إلى ظهور زوج من الإلكترونات ينتمي بالفعل إلى كلتا الذرتين. عندما تحتوي إحدى الذرات على زوج من الإلكترونات على المستوى الإلكتروني الخارجي ، والأخرى لها مدار حر ، فعندما تتداخل المدارات الذرية ، يكون زوج الإلكترون اجتماعيًا ويحدث التفاعل وفقًا لآلية متلقي المتبرع.

يتم تقسيم التساهمية حسب التعددية إلى:

• بسيط أو منفرد
• مزدوج؛
• ثلاثي.

يوفر الزوجي التنشئة الاجتماعية لزوجين من الإلكترونات في وقت واحد ، وثلاثة أضعاف - ثلاثة.

وفقًا لتوزيع كثافة الإلكترون (القطبية) بين الذرات المترابطة ، تنقسم الرابطة التساهمية إلى:

• الغير قطبي؛
• قطبي.

تتكون الرابطة غير القطبية من نفس الذرات ، وتتكون الرابطة القطبية بواسطة كهربية مختلفة.

يسمى تفاعل الذرات مع كهربية مماثلة الرابطة غير القطبية. لا ينجذب الزوج المشترك من الإلكترونات في مثل هذا الجزيء إلى أي من الذرات ، ولكنه ينتمي إلى كليهما بالتساوي.

يؤدي تفاعل العناصر المختلفة في الكهربية إلى تكوين روابط قطبية. تنجذب أزواج الإلكترون الشائعة مع هذا النوع من التفاعل بواسطة عنصر كهرسلبي أكثر ، لكنها لا تنتقل إليه بالكامل (أي أن تكوين الأيونات لا يحدث). نتيجة لهذا التحول في كثافة الإلكترون ، تظهر الشحنات الجزئية على الذرات: على الأكثر كهرسلبية - شحنة سالبة ، وعلى الأقل - موجبة.

خصائص وخصائص التساهمية

الخصائص الرئيسية للرابطة التساهمية:

• يتم تحديد الطول من خلال المسافة بين نوى الذرات المتفاعلة.
• يتم تحديد القطبية عن طريق إزاحة سحابة الإلكترون إلى إحدى الذرات.
• الاتجاه - خاصية تكوين روابط فضائية ، وبالتالي الجزيئات التي لها أشكال هندسية معينة.
• يتم تحديد التشبع من خلال القدرة على تكوين عدد محدود من الروابط.
• يتم تحديد الاستقطاب من خلال القدرة على تغيير القطبية تحت تأثير مجال كهربائي خارجي.
• الطاقة المطلوبة لكسر الرابطة التي تحدد قوتها.

يمكن أن تكون جزيئات الهيدروجين (H2) والكلور (Cl2) والأكسجين (O2) والنيتروجين (N2) والعديد من الجزيئات الأخرى مثالاً على التفاعل التساهمي غير القطبي.

H + + H → جزيء HHلديه رابطة واحدة غير قطبية ،

O: +: O → O = O الجزيء له قطبي مزدوج ،

Ṅ: + Ṅ: → N≡N للجزيء ثلاثي غير قطبي.

يمكن ذكر جزيئات ثاني أكسيد الكربون (CO2) وغاز أول أكسيد الكربون (CO) وكبريتيد الهيدروجين (H2S) وحمض الهيدروكلوريك (HCL) والماء (H2O) والميثان (CH4) وأكسيد الكبريت (SO2) والعديد من الأمثلة الأخرى. من الرابطة التساهمية للعناصر الكيميائية.

في جزيء ثاني أكسيد الكربون ، تكون العلاقة بين ذرات الكربون والأكسجين قطبية تساهمية ، حيث أن الهيدروجين الأكثر كهربيًا يجذب كثافة الإلكترون إليه. يحتوي الأكسجين على إلكترونين غير مزدوجين في المستوى الخارجي ، بينما يمكن للكربون توفير أربعة إلكترونات تكافؤ لتكوين تفاعل. نتيجة لذلك ، يتم تكوين روابط مزدوجة ويبدو الجزيء كما يلي: O = C = O.

من أجل تحديد نوع الرابطة في جزيء معين ، يكفي النظر في الذرات المكونة له. تشكل المعادن البسيطة مادة معدنية ، وتشكل المعادن غير الفلزية أيونيًا ، وتشكل المواد البسيطة غير المعدنية مادة تساهمية غير قطبية ، وتتكون الجزيئات المكونة من غير فلزات مختلفة عن طريق رابطة قطبية تساهمية.

رابطة كيميائية

لا توجد ذرات مفردة في الطبيعة. كل منهم في تكوين مركبات بسيطة ومعقدة ، حيث يتم ضمان دمجها في جزيئات من خلال تكوين روابط كيميائية مع بعضها البعض.

يعتبر تكوين الروابط الكيميائية بين الذرات عملية طبيعية عفوية ، لأنه في هذه الحالة تنخفض طاقة النظام الجزيئي ، أي طاقة النظام الجزيئي أقل من الطاقة الكلية للذرات المعزولة. هذه هي القوة الدافعة وراء تكوين رابطة كيميائية.

طبيعة الروابط الكيميائية كهرباء ، لأن الذرات عبارة عن مجموعة من الجسيمات المشحونة ، والتي تعمل بين قوى الجذب والتنافر ، والتي تأتي في حالة توازن.

الإلكترونات غير المزاوجة الموجودة في المدارات الذرية الخارجية (أو أزواج الإلكترونات الجاهزة) - إلكترونات التكافؤ - تشارك في تكوين الروابط.يقولون أنه عندما تتشكل الروابط ، تتداخل سحب الإلكترون ، مما ينتج عنه منطقة بين نوى الذرات حيث يكون الاحتمال العثور على إلكترونات كلتا الذرتين هو الحد الأقصى.

ق ، ف - العناصر	د - العناصر
إلكترونات التكافؤ هي المستوى الخارجي فمثلا، ح +1) 1 ه 1 ثانية 1 1 إلكترون التكافؤ س + 8) 2 هـ) 6 ه 1s 2 2s 2 2p 4 المستوى الخارجي لم يكتمل - 6 إلكترونات التكافؤ	إلكترونات التكافؤ هي المستوى الخارجي ود هي إلكترونات من المستوى قبل الخارجي فمثلا , Cr +24) 2e) 8e) 8e + 5 هـ )1 هـ 6 إلكترونات تكافؤ (5e + 1e)

رابطة كيميائية - هذا هو تفاعل الذرات الذي يتم عن طريق تبادل الإلكترونات.

عندما تتشكل رابطة كيميائية ، تميل الذرات إلى الحصول على غلاف خارجي ثابت مكون من ثمانية إلكترون (أو إلكترونان - H ، He) ، يتوافق مع بنية أقرب ذرة غاز خامل ، أي أكمل مستواك الخارجي.

تصنيف الروابط الكيميائية.

1. حسب آلية تكوين الرابطة الكيميائية.

أ) تبادل عندما توفر كلتا الذرتين اللتين تشكلان رابطة إلكترونات غير متزاوجة لها.

على سبيل المثال ، تكوين جزيئات الهيدروجين H 2 والكلور Cl 2:

ب) متقبل المانح ، عندما توفر إحدى الذرات زوجًا جاهزًا من الإلكترونات (مانح) لتكوين رابطة ، وتوفر الذرة الثانية مدارًا حرًا فارغًا.

على سبيل المثال ، تكوين أيون الأمونيوم (NH 4) + (جسيم مشحون):

2. حسب طريقة تداخل مدارات الإلكترون.

أ) σ - اتصال (سيجما)، عندما يقع الحد الأقصى للتداخل على الخط الذي يربط بين مراكز الذرات.

فمثلا،

ح 2 σ (ق)

Cl 2 σ (p-p)

HClσ (s-p)

ب) π - اتصالات (بي)، إذا كان الحد الأقصى للتداخل لا يقع على الخط الذي يربط بين مراكز الذرات.

3. حسب طريقة تحقيق غلاف الإلكترون المكتمل.

تميل كل ذرة إلى إكمال غلافها الإلكتروني الخارجي ، ويمكن أن تكون هناك عدة طرق لتحقيق مثل هذه الحالة.

علامة المقارنة	تساهمية		أيوني	فلز
	الغير قطبي	قطبي
كيف يتم تحقيق غلاف الإلكترون المكتمل؟	التنشئة الاجتماعية للإلكترونات	التنشئة الاجتماعية للإلكترونات	النقل الكامل للإلكترونات ، تكوين الأيونات (الجسيمات المشحونة).	التنشئة الاجتماعية للإلكترونات من قبل جميع الذرات في كريست. بنية
ما الذرات المتورطة؟	nemeth - nemeth EO = EO	1) نميث نيميث 1 2) ميث نيميث EO < ЭО	ميث + [نَمِل] - EO << EO	تحتوي المواقع على ذرات فلزية كاتيونية. يتم الاتصال عن طريق الإلكترونات التي تتحرك بحرية في الفراغ الخلالي.
∆c = EO 1 - EO 2		< 1,7	> 1,7
أمثلة	المواد البسيطة هي غير فلزية.

تعتبر الرابطة الكيميائية وأنواعها وخصائصها جنبًا إلى جنب مع أحد الركائز الأساسية لعلم مثير للاهتمام يسمى الكيمياء. في هذه المقالة ، سنقوم بتحليل جميع جوانب الروابط الكيميائية وأهميتها في العلم ، وإعطاء أمثلة وأكثر من ذلك بكثير.

ما هي الرابطة الكيميائية

في الكيمياء ، تُفهم الرابطة الكيميائية على أنها التصاق الذرات المتبادل في الجزيء ونتيجة لقوة الجذب الموجودة بينهما. بفضل الروابط الكيميائية ، يتم تكوين مركبات كيميائية مختلفة ، وهذه هي طبيعة الرابطة الكيميائية.

أنواع الروابط الكيميائية

تعتمد آلية تكوين الرابطة الكيميائية بشدة على نوعها أو نوعها ؛ بشكل عام ، تختلف الأنواع الرئيسية التالية من الرابطة الكيميائية:

• الرابطة الكيميائية التساهمية (والتي بدورها يمكن أن تكون قطبية أو غير قطبية)
• الرابطة الأيونية
• الإتصال
• رابطة كيميائية

أشخاص متشابهون.

أما بالنسبة لها ، فقد تم تخصيص مقال منفصل لها على موقعنا الإلكتروني ، ويمكنك القراءة بمزيد من التفصيل على الرابط. علاوة على ذلك ، سوف نحلل بمزيد من التفصيل جميع الأنواع الرئيسية الأخرى للروابط الكيميائية.

الرابطة الكيميائية الأيونية

يحدث تكوين الرابطة الكيميائية الأيونية عندما ينجذب أيونان بشحنات مختلفة كهربائياً لبعضهما البعض. عادة ما تكون الأيونات التي تحتوي على روابط كيميائية بسيطة ، وتتكون من ذرة واحدة من المادة.

رسم تخطيطي لرابطة كيميائية أيونية.

السمة المميزة للنوع الأيوني للرابطة الكيميائية هي افتقاره إلى التشبع ، ونتيجة لذلك ، يمكن لعدد مختلف جدًا من الأيونات المشحونة معاكسة أن ينضم إلى أيون أو حتى مجموعة كاملة من الأيونات. مثال على الرابطة الكيميائية الأيونية هو مركب فلوريد السيزيوم CsF ، حيث يكون مستوى "الأيونية" تقريبًا 97٪.

الرابطة الكيميائية الهيدروجينية

قبل وقت طويل من المجيء النظرية الحديثةالروابط الكيميائية في شكلها الحديث ، لاحظ العلماء الكيميائيون أن مركبات الهيدروجين مع غير المعادن لها خصائص مذهلة مختلفة. لنفترض أن نقطة غليان الماء مع فلوريد الهيدروجين أعلى بكثير مما يمكن أن تكون ، إليك مثال جاهز للرابطة الكيميائية الهيدروجينية.

تُظهر الصورة مخططًا لتكوين رابطة كيميائية هيدروجينية.

تعود طبيعة وخصائص الرابطة الكيميائية الهيدروجينية إلى قدرة ذرة الهيدروجين H على تكوين رابطة كيميائية أخرى ، ومن هنا جاء اسم هذه الرابطة. سبب تكوين هذه الرابطة هو خصائص القوى الكهروستاتيكية. على سبيل المثال ، تتحول السحابة الإلكترونية العامة في جزيء فلوريد الهيدروجين إلى الفلور لدرجة أن الفراغ حول ذرة هذه المادة مشبع بمجال كهربائي سالب. حول ذرة الهيدروجين ، وخاصة المحرومين من الإلكترون الوحيد ، كل شيء عكس ذلك تمامًا ، ومجالها الإلكتروني أضعف بكثير ، ونتيجة لذلك ، يكون لها شحنة موجبة. والشحنات الموجبة والسالبة ، كما تعلم ، تنجذب ، بهذه الطريقة البسيطة ، تحدث رابطة هيدروجينية.

الترابط الكيميائي للمعادن

ما هي الرابطة الكيميائية النموذجية للمعادن؟ هذه المواد لها نوع خاص بها من الروابط الكيميائية - لا يتم ترتيب ذرات جميع المعادن بطريقة ما ، ولكن بطريقة معينة ، يسمى ترتيب ترتيبها بالشبكة البلورية. تشكل إلكترونات الذرات المختلفة سحابة إلكترونية مشتركة ، بينما تتفاعل مع بعضها البعض بشكل ضعيف.

هذا ما تبدو عليه الرابطة الكيميائية المعدنية.

يمكن لأي معدن أن يكون مثالاً على رابطة كيميائية معدنية: الصوديوم والحديد والزنك وما إلى ذلك.

كيفية تحديد نوع الرابطة الكيميائية

حسب المواد الداخلة فيه: إذا كان فلزاً ولا فلزاً ، فالرابط أيوني ، وإذا كان معدنين ، فهو فلز ، وإن كان لا فلزين ، فهو تساهمي.

خواص الروابط الكيميائية

من أجل المقارنة بين مختلف تفاعلات كيميائيةيتم استخدام خصائص كمية مختلفة ، مثل:

• الطول،
• طاقة،
• قطبية،
• ترتيب الروابط.

دعونا نحللها بمزيد من التفصيل.

طول الرابطة هو مسافة التوازن بين نوى الذرات التي ترتبط برابطة كيميائية. يقاس عادة تجريبيا.

تحدد طاقة الرابطة الكيميائية قوتها. في هذه الحالة ، تشير الطاقة إلى القوة المطلوبة لكسر رابطة كيميائية وفصل الذرات.

يُظهر قطبية الرابطة الكيميائية مقدار إزاحة كثافة الإلكترون باتجاه إحدى الذرات. قدرة الذرات على تحويل كثافة إلكتروناتها تجاه نفسها أو التحدث لغة بسيطةسحب البطانية فوقك يسمى الكهربية في الكيمياء.

الرابطة الكيميائية التساهمية وأنواعها وآليات تكوينها. خصائص الرابطة التساهمية (القطبية وطاقة الرابطة). الرابطة الأيونية. اتصال معدني. رابطة الهيدروجين

عقيدة الرابطة الكيميائية هي أساس كل الكيمياء النظرية.

الرابطة الكيميائية هي تفاعل بين الذرات التي تربطها بالجزيئات والأيونات والجذور والبلورات.

هناك أربعة أنواع من الروابط الكيميائية: الأيونية والتساهمية والمعدنية والهيدروجين.

يعتبر تقسيم الروابط الكيميائية إلى أنواع مشروطة ، حيث تتميز جميعها بوحدة معينة.

يمكن اعتبار الرابطة الأيونية حالة مقيدة للرابطة القطبية التساهمية.

تجمع الرابطة المعدنية بين التفاعل التساهمي للذرات بمساعدة الإلكترونات المشتركة والجاذبية الكهروستاتيكية بين هذه الإلكترونات وأيونات المعادن.

في المواد ، غالبًا ما لا توجد حالات تقييد للروابط الكيميائية (أو روابط كيميائية نقية).

على سبيل المثال ، يُصنف فلوريد الليثيوم $ LiF $ كمركب أيوني. في الواقع ، السند الموجود فيه هو 80٪ أيوني و 20٪ تساهمي. لذلك ، من الواضح أنه من الأصح الحديث عن درجة قطبية (أيونية) رابطة كيميائية.

في سلسلة هاليدات الهيدروجين $ HF - HCl - HBr - HI - HAt $ ، تقل درجة قطبية الرابطة ، لأن الاختلاف في قيم السالبية الكهربية للهالوجين وذرات الهيدروجين يتناقص ، وفي الأستاتين تصبح الرابطة تقريبًا غير قطبي $ (EO (H) = 2.1 ؛ EO (At) = 2.2) $.

يمكن احتواء أنواع مختلفة من الروابط في نفس المواد ، على سبيل المثال:

1. في القواعد: بين ذرات الأكسجين والهيدروجين في مجموعات الهيدروكسو ، تكون الرابطة تساهمية قطبية ، وبين المعدن ومجموعة الهيدروكسو أيونية ؛
2. في أملاح الأحماض المحتوية على الأكسجين: بين ذرة غير فلزية وأكسجين بقايا الحمض - قطبي تساهمي ، وبين المعدن وبقايا الحمض - أيوني ؛
3. في أملاح الأمونيوم ، ميثيل الأمونيوم ، إلخ: بين ذرات النيتروجين والهيدروجين - قطبي تساهمي ، وبين أيونات الأمونيوم أو ميثيل الأمونيوم وبقايا الحمض - أيوني ؛
4. في البيروكسيدات المعدنية (على سبيل المثال ، Na_2O_2 $) تكون الرابطة بين ذرات الأكسجين غير قطبية تساهمية ، وبين المعدن والأكسجين تكون أيونية ، وهكذا.

يمكن أن تمر الأنواع المختلفة من التوصيلات من بعضها إلى أخرى:

- أثناء التفكك الإلكتروليتي في الماء للمركبات التساهمية ، تمر الرابطة القطبية التساهمية إلى الأيونية ؛

- أثناء تبخر المعادن ، تتحول الرابطة المعدنية إلى تساهمية غير قطبية ، إلخ.

سبب وحدة جميع أنواع وأنواع الروابط الكيميائية هو طبيعتها الكيميائية المتطابقة - التفاعل بين الإلكترون والنووي. إن تكوين رابطة كيميائية في أي حال هو نتيجة تفاعل إلكترون نووي للذرات ، مصحوبًا بإطلاق الطاقة.

طرق تكوين الرابطة التساهمية. خصائص الرابطة التساهمية: طول الرابطة والطاقة

الرابطة الكيميائية التساهمية هي رابطة تحدث بين الذرات بسبب تكوين أزواج إلكترونية مشتركة.

يمكن أن تكون آلية تكوين مثل هذا السند التبادل والمانح متقبل.

أنا. آلية التبادليعمل عندما تشكل الذرات أزواج إلكترون مشتركة من خلال الجمع بين إلكترونات غير متزاوجة.

1) $ H_2 $ - الهيدروجين:

تنشأ الرابطة بسبب تكوين زوج إلكترون مشترك بواسطة $ s $ إلكترونات من ذرات الهيدروجين (متداخلة $ s $ -orbitals):

2) $ HCl $ - كلوريد الهيدروجين:

تنشأ الرابطة بسبب تكوين زوج إلكترون مشترك من إلكترونات $ s- $ و $ p- $ (تتداخل مع المدارات $ s-p- $):

3) $ Cl_2 $: في جزيء الكلور ، يتم تكوين رابطة تساهمية بسبب الإلكترونات غير المزاوجة $ p- $ (تتداخل مع المدارات $ p-p- $):

4) $ N_2 $: تتكون ثلاثة أزواج إلكترونية مشتركة بين الذرات في جزيء النيتروجين:

ثانيًا. آلية المتبرع المتلقيدعونا نفكر في تكوين رابطة تساهمية باستخدام مثال أيون الأمونيوم $ NH_4 ^ + $.

يمتلك المتبرع زوجًا من الإلكترون ، وللمقبل مدار فارغ يمكن أن يشغله هذا الزوج. في أيون الأمونيوم ، تكون جميع الروابط الأربعة مع ذرات الهيدروجين تساهمية: تم تشكيل ثلاثة بسبب إنشاء أزواج إلكترون مشتركة بواسطة ذرة النيتروجين وذرات الهيدروجين بواسطة آلية التبادل ، واحدة - بواسطة آلية المتبرع المتلقي.

يمكن تصنيف الروابط التساهمية وفقًا للطريقة التي تتداخل بها مدارات الإلكترون، وكذلك عن طريق إزاحتها إلى إحدى الذرات المقيدة.

الروابط الكيميائية التي تشكلت نتيجة تداخل مدارات الإلكترون على طول خط الرابطة تسمى $ σ $ - السندات (السندات سيجما). رابطة سيجما قوية جدا.

يمكن أن تتداخل المدارات $ p- $ في منطقتين ، وتشكل رابطة تساهمية من خلال التداخل الجانبي:

تشكلت الروابط الكيميائية نتيجة التداخل "الجانبي" لمدارات الإلكترون خارج خط الاتصال ، أي في منطقتين تسمى $ π $ - السندات (pi-bonds).

بواسطة درجة التحيزأزواج الإلكترون الشائعة لإحدى الذرات التي يربطونها ، يمكن أن تكون الرابطة التساهمية قطبيو الغير قطبي.

تسمى الرابطة الكيميائية التساهمية التي تتكون بين الذرات التي لها نفس القدرة الكهربية الغير قطبي.لا تنتقل أزواج الإلكترون إلى أي ذرات ، لأن تمتلك الذرات نفس ER - خاصية سحب إلكترونات التكافؤ تجاه نفسها من الذرات الأخرى. فمثلا:

أولئك. من خلال رابطة تساهمية غير قطبية ، تتشكل جزيئات المواد غير المعدنية البسيطة. تسمى الرابطة الكيميائية التساهمية بين ذرات العناصر التي تختلف كهربيتها قطبي.

طول وطاقة الرابطة التساهمية.

صفة مميزة خصائص الرابطة التساهميةهو طوله وطاقته. طول الارتباطهي المسافة بين نوى الذرات. الرابطة الكيميائية أقوى كلما كان طولها أقصر. ومع ذلك ، فإن مقياس قوة الرابطة هو طاقة الربط، والتي يتم تحديدها من خلال كمية الطاقة المطلوبة لكسر الرابطة. يقاس عادة بالكيلوجول / مول. وبالتالي ، وفقًا للبيانات التجريبية ، فإن أطوال الروابط لجزيئات $ H_2 و Cl_2 $ و $ N_2 $ هي 0.074 دولار و 0.198 دولار و 0.109 دولار نانومتر على التوالي ، وطاقات الربط هي 436 دولارًا و 242 دولارًا و 946 دولارًا كج /. مول ، على التوالي.

أيونات. الرابطة الأيونية

تخيل أن ذرتين "تلتقيان": ذرة فلز من المجموعة الأولى وذرة غير معدنية من المجموعة السابعة. تحتوي ذرة المعدن على إلكترون واحد في مستوى طاقتها الخارجية ، بينما تفتقر الذرة غير المعدنية إلى إلكترون واحد فقط لإكمال مستواها الخارجي.

ستعطي الذرة الأولى الثانية إلكترونًا بعيدًا عن النواة ومرتبطًا بها بشكل ضعيف ، والثانية ستعطيها مكانًا مجانيًا على مستواها الإلكتروني الخارجي.

ثم تصبح الذرة ، المحرومة من إحدى شحناتها السالبة ، جسيمًا موجب الشحنة ، ويتحول الثاني إلى جسيم سالب الشحنة بسبب الإلكترون المستقبَل. تسمى هذه الجسيمات الأيونات.

تسمى الرابطة الكيميائية التي تحدث بين الأيونات الأيونية.

ضع في اعتبارك تكوين هذه الرابطة باستخدام مركب كلوريد الصوديوم المعروف (ملح الطعام) كمثال:

تظهر عملية تحويل الذرات إلى أيونات في الرسم التخطيطي:

يحدث مثل هذا التحول للذرات إلى أيونات دائمًا أثناء تفاعل ذرات المعادن النموذجية وغير المعدنية النموذجية.

ضع في اعتبارك خوارزمية (تسلسل) التفكير عند تسجيل تكوين رابطة أيونية ، على سبيل المثال ، بين ذرات الكالسيوم والكلور:

يتم استدعاء الأرقام التي توضح عدد الذرات أو الجزيئات المعاملات، والأرقام التي توضح عدد الذرات أو الأيونات في الجزيء تسمى فهارس.

اتصال معدني

دعنا نتعرف على كيفية تفاعل ذرات العناصر المعدنية مع بعضها البعض. لا توجد المعادن عادة في شكل ذرات معزولة ، ولكن في شكل قطعة أو سبيكة أو منتج معدني. ما الذي يجعل ذرات المعدن متماسكة؟

تحتوي ذرات معظم المعادن في المستوى الخارجي على عدد صغير من الإلكترونات - 1 دولار ، 2 ، 3 دولار. يتم فصل هذه الإلكترونات بسهولة ، وتتحول الذرات إلى أيونات موجبة. تنتقل الإلكترونات المنفصلة من أيون إلى آخر ، وتربطها في كل واحد. بالاتصال بالأيونات ، تشكل هذه الإلكترونات الذرات مؤقتًا ، ثم تنفصل مرة أخرى وتتحد مع أيون آخر ، وهكذا. وبالتالي ، في حجم المعدن ، يتم تحويل الذرات باستمرار إلى أيونات والعكس صحيح.

تسمى الرابطة في المعادن بين الأيونات عن طريق الإلكترونات الاجتماعية بالمعدن.

يوضح الشكل بشكل تخطيطي هيكل جزء من معدن الصوديوم.

في هذه الحالة ، يربط عدد صغير من الإلكترونات الاجتماعية عددًا كبيرًا من الأيونات والذرات.

تحمل الرابطة المعدنية بعض التشابه مع الرابطة التساهمية ، لأنها تعتمد على مشاركة الإلكترونات الخارجية. ومع ذلك ، في الرابطة التساهمية ، فإن الإلكترونات الخارجية غير المزاوجة لذرتين متجاورتين فقط تكون اجتماعية ، بينما في الرابطة المعدنية ، تشارك جميع الذرات في التنشئة الاجتماعية لهذه الإلكترونات. هذا هو السبب في أن البلورات ذات الرابطة التساهمية هشة ، في حين أن البلورات ذات الرابطة المعدنية ، كقاعدة عامة ، بلاستيكية ، موصلة للكهرباء ، ولها لمعان معدني.

الرابطة المعدنية هي سمة لكل من المعادن النقية ومخاليط المعادن المختلفة - السبائك الموجودة في الحالة الصلبة والسائلة.

رابطة الهيدروجين

رابطة كيميائية بين ذرات الهيدروجين المستقطبة إيجابيًا لجزيء واحد (أو جزء منه) وذرات مستقطبة سلبًا لعناصر كهربية قوية لها أزواج إلكترون وحيدة ($ F ، O ، N $ وأقل كثيرًا $ S $ و $ Cl $) ، آخر يسمى الجزيء (أو أجزائه) الهيدروجين.

آلية تكوين الرابطة الهيدروجينية هي جزئيًا كهروستاتيكيًا ومتقبلًا جزئيًا للمانحين.

أمثلة على الروابط الهيدروجينية بين الجزيئات:

في وجود مثل هذه الرابطة ، حتى المواد ذات الوزن الجزيئي المنخفض يمكن في ظل الظروف العادية أن تكون سوائل (كحول ، ماء) أو غازات تسييل بسهولة (الأمونيا ، فلوريد الهيدروجين).

المواد التي لها رابطة هيدروجينية لها شبكات بلورية جزيئية.

مواد التركيب الجزيئي وغير الجزيئي. نوع الشبكة البلورية. اعتماد خصائص المواد على تكوينها وبنيتها

التركيب الجزيئي وغير الجزيئي للمواد

ليست الذرات أو الجزيئات الفردية هي التي تدخل في التفاعلات الكيميائية ، بل المواد. يمكن أن تكون المادة في ظل ظروف معينة في واحدة من ثلاث حالات للتجمع: صلبة أو سائلة أو غازية. تعتمد خصائص المادة أيضًا على طبيعة الرابطة الكيميائية بين الجسيمات التي تشكلها - الجزيئات أو الذرات أو الأيونات. وفقًا لنوع الرابطة ، يتم تمييز المواد ذات التركيب الجزيئي وغير الجزيئي.

المواد المكونة من الجزيئات تسمى المواد الجزيئية. الروابط بين الجزيئات في مثل هذه المواد ضعيفة جدًا ، وأضعف بكثير من تلك الموجودة بين الذرات داخل الجزيء ، وفي درجات حرارة منخفضة نسبيًا تنكسر - تتحول المادة إلى سائل ثم إلى غاز (تسامي اليود). تزداد نقاط انصهار وغليان المواد المكونة من جزيئات مع زيادة الوزن الجزيئي.

تشتمل المواد الجزيئية على مواد ذات بنية ذرية ($ C ، Si ، Li ، Na ، K ، Cu ، Fe ، W $) ، من بينها المعادن وغير المعدنية.

انصح الخصائص الفيزيائيةالفلزات القلوية. تسبب قوة الترابط المنخفضة نسبيًا بين الذرات قوة ميكانيكية منخفضة: المعادن القلوية ناعمة ويمكن قطعها بسهولة بسكين.

تؤدي الأحجام الكبيرة للذرات إلى انخفاض كثافة المعادن القلوية: فالليثيوم والصوديوم والبوتاسيوم أخف من الماء. في مجموعة الفلزات القلوية ، تنخفض نقاط الغليان والانصهار مع زيادة الرقم الترتيبي للعنصر ، بسبب. يزداد حجم الذرات وتضعف الروابط.

على المواد غير جزيئيتشمل الهياكل المركبات الأيونية. معظم مركبات المعادن غير الفلزية لها هذا الهيكل: جميع الأملاح ($ NaCl ، K_2SO_4 $) ، وبعض الهيدرات ($ LiH $) وأكاسيد ($ CaO ، MgO ، FeO $) ، القواعد ($ NaOH ، KOH $). المواد الأيونية (غير الجزيئية) لها نقاط انصهار وغليان عالية.

المشابك الكريستال

المادة ، كما هو معروف ، يمكن أن توجد في ثلاث حالات للتجمع: غازي ، سائل ، صلب.

المواد الصلبة: غير متبلور وبلوري.

ضع في اعتبارك كيف تؤثر سمات الروابط الكيميائية على خصائص المواد الصلبة. تنقسم المواد الصلبة إلى بلوريو عديم الشكل.

لا تحتوي المواد غير المتبلورة على نقطة انصهار واضحة - عند تسخينها ، فإنها تنعم تدريجياً وتصبح سائلة. في الحالة غير المتبلورة ، على سبيل المثال ، البلاستيسين والراتنجات المختلفة.

تتميز المواد البلورية بالترتيب الصحيح للجسيمات التي تتكون منها: الذرات والجزيئات والأيونات - في نقاط محددة بدقة في الفضاء. عندما يتم توصيل هذه النقاط بخطوط مستقيمة ، يتم تكوين إطار مكاني يسمى الشبكة البلورية. تسمى النقاط التي توجد بها جزيئات الكريستال بالعقد الشبكية.

اعتمادًا على نوع الجسيمات الموجودة في عقد الشبكة البلورية ، وطبيعة الاتصال بينها ، يتم تمييز أربعة أنواع من المشابك البلورية: أيوني ، ذري ، جزيئيو فلز.

المشابك الكريستال الأيونية.

أيونيتسمى المشابك البلورية ، في العقد التي توجد بها أيونات. تتشكل من مواد ذات رابطة أيونية ، والتي يمكن أن تربط كل من الأيونات البسيطة $ Na ^ (+) ، Cl ^ (-) $ ، والمركب $ SO_4 ^ (2−) ، OH ^ - $. وبالتالي ، فإن الأملاح وبعض أكاسيد وهيدروكسيدات المعادن لها شبكات بلورية أيونية. على سبيل المثال ، تتكون بلورة كلوريد الصوديوم من تناوب $ Na ^ + $ أيونات موجبة و $ Cl ^ - $ أيونات سالبة ، مكونة شبكة مكعبة الشكل. الروابط بين الأيونات في مثل هذه البلورة مستقرة جدًا. لذلك ، تتميز المواد ذات الشبكة الأيونية بصلابة وقوة عالية نسبيًا ، فهي مقاومة للحرارة وغير متطايرة.

المشابك البلورية الذرية.

نوويتسمى المشابك البلورية ، في العقد التي توجد فيها ذرات فردية. في مثل هذه المشابك ، تترابط الذرات بواسطة روابط تساهمية قوية جدًا. مثال على المواد مع هذا النوع من الشبكة البلورية هو الماس ، وهو أحد التعديلات المتآصلة للكربون.

تحتوي معظم المواد ذات الشبكة البلورية الذرية على نقاط انصهار عالية جدًا (على سبيل المثال ، بالنسبة للماس أعلى من 3500 دولارًا مئوية) ، فهي قوية وصلبة وغير قابلة للذوبان عمليًا.

المشابك البلورية الجزيئية.

جزيئيتسمى المشابك البلورية ، في العقد التي توجد بها الجزيئات. يمكن أن تكون الروابط الكيميائية في هذه الجزيئات إما قطبية ($ HCl ، H_2O $) أو غير قطبية ($ N_2 ، O_2 $). على الرغم من حقيقة أن الذرات داخل الجزيئات مرتبطة بروابط تساهمية قوية جدًا ، إلا أن هناك قوى ضعيفة للتجاذب بين الجزيئات بين الجزيئات نفسها. لذلك ، المواد ذات المشابك البلورية الجزيئية لها صلابة منخفضة ، ونقاط انصهار منخفضة ، ومتطايرة. تحتوي معظم المركبات العضوية الصلبة على شبكات بلورية جزيئية (النفثالين والجلوكوز والسكر).

المشابك الكريستال المعدني.

المواد ذات الرابطة المعدنية لها شبكات بلورية معدنية. توجد في عقد هذه المشابك ذرات وأيونات (إما ذرات أو أيونات ، تتحول إليها ذرات المعدن بسهولة ، مما يعطي إلكتروناتها الخارجية "للاستخدام الشائع"). مثل الهيكل الداخليتحدد المعادن خصائصها الفيزيائية المميزة: ليونة ، ليونة ، موصلية كهربائية وحرارية ، بريق معدني مميز.

.

أنت تعلم أن الذرات يمكن أن تتحد مع بعضها البعض لتكوين مواد بسيطة ومعقدة. في نفس الوقت يتشكلون أنواع مختلفةروابط كيميائية: أيوني وتساهمي (غير قطبي وقطبي) ومعدني وهيدروجين.واحدة من أهم الخصائص الأساسية لذرات العناصر ، والتي تحدد نوع الرابطة التي تتكون بينها - الأيونية أو التساهمية ، - هي الكهربية ، أي قدرة الذرات في المركب على جذب الإلكترونات لنفسها.

يتم إعطاء تقييم كمي مشروط للكهرباء من خلال مقياس الكهربية النسبية.

في الفترات ، هناك اتجاه عام لنمو الكهربية للعناصر ، وفي المجموعات - تراجعها. يتم ترتيب عناصر الكهربية على التوالي ، وعلى أساسها يمكن مقارنة الكهربية الكهربية للعناصر في فترات مختلفة.

يعتمد نوع الرابطة الكيميائية على حجم الاختلاف في قيم الكهربية للذرات المتصلة بالعناصر. كلما زادت ذرات العناصر المكونة للرابطة باختلاف الكهربية ، كلما كانت الرابطة الكيميائية أكثر قطبية. من المستحيل رسم حدود حادة بين أنواع الروابط الكيميائية. في معظم المركبات ، يكون نوع الرابطة الكيميائية وسيطًا ؛ على سبيل المثال ، الرابطة الكيميائية التساهمية عالية القطبية قريبة من الرابطة الأيونية. اعتمادًا على أي من الحالات المحددة تكون الرابطة الكيميائية أقرب بطبيعتها إليها ، يُشار إليها إما على أنها رابطة أيونية أو رابطة قطبية تساهمية.

الرابطة الأيونية.

تتكون الرابطة الأيونية من تفاعل الذرات التي تختلف بشكل حاد عن بعضها البعض في الكهربية.على سبيل المثال ، تشكل المعادن النموذجية مثل الليثيوم (Li) ، والصوديوم (Na) ، والبوتاسيوم (K) ، والكالسيوم (Ca) ، والسترونشيوم (Sr) ، والباريوم (Ba) رابطة أيونية مع غير المعادن النموذجية ، وخاصة الهالوجينات.

بالإضافة إلى هاليدات الفلزات القلوية ، تتشكل الروابط الأيونية أيضًا في مركبات مثل القلويات والأملاح. على سبيل المثال ، في هيدروكسيد الصوديوم (NaOH) وكبريتات الصوديوم (Na 2 SO 4) ، توجد الروابط الأيونية فقط بين ذرات الصوديوم والأكسجين (باقي الروابط قطبية تساهمية).

الرابطة التساهمية غير القطبية.

عندما تتفاعل الذرات مع نفس القدرة الكهربية ، تتشكل الجزيئات برابطة تساهمية غير قطبية.توجد هذه الرابطة في جزيئات المواد البسيطة التالية: H 2 ، F 2 ، Cl 2 ، O 2 ، N 2. تتشكل الروابط الكيميائية في هذه الغازات من خلال أزواج الإلكترونات الشائعة ، أي عندما تتداخل السحب الإلكترونية المقابلة ، بسبب التفاعل بين الإلكترون والنووي ، والذي يحدث عندما تقترب الذرات من بعضها البعض.

عند تجميع الصيغ الإلكترونية للمواد ، يجب أن نتذكر أن كل زوج إلكترون مشترك هو صورة مشروطة لزيادة كثافة الإلكترون الناتجة عن تداخل السحب الإلكترونية المقابلة.

الرابطة القطبية التساهمية.

أثناء تفاعل الذرات ، تختلف قيم الكهربية ، ولكن ليس بشكل حاد ، هناك تحول في زوج الإلكترون الشائع إلى ذرة كهربية أكثر.هذا هو النوع الأكثر شيوعًا من الروابط الكيميائية الموجودة في كل من المركبات العضوية وغير العضوية.

تشمل الروابط التساهمية بشكل كامل تلك الروابط التي يتم تكوينها بواسطة آلية متلقي المانح ، على سبيل المثال ، في أيونات الهيدرونيوم والأمونيوم.

اتصال معدني.

تسمى الرابطة التي تتكون نتيجة تفاعل الإلكترونات الحرة نسبيًا مع أيونات المعادن بالرابطة المعدنية.هذا النوع من السندات نموذجي للمواد البسيطة - المعادن.

جوهر عملية تكوين الرابطة المعدنية هو كما يلي: تتخلى ذرات المعدن بسهولة عن إلكترونات التكافؤ وتتحول إلى أيونات موجبة الشحنة. تتحرك الإلكترونات الحرة نسبيًا ، المنفصلة عن الذرة ، بين أيونات المعادن الموجبة. تنشأ رابطة معدنية بينهما ، أي أن الإلكترونات ، كما كانت ، تثبت الأيونات الموجبة للشبكة البلورية للمعادن.

رابطة الهيدروجين.

رابطة تتكون بين ذرات الهيدروجين لجزيء واحد وذرة عنصر كهرسلبي بقوة(س ، ن ، ف) جزيء آخر يسمى رابطة الهيدروجين.

قد يطرح السؤال: لماذا بالضبط يشكل الهيدروجين رابطة كيميائية محددة؟

هذا لأن نصف القطر الذري للهيدروجين صغير جدًا. بالإضافة إلى ذلك ، عندما يتم إزاحة إلكترون واحد أو التبرع به بالكامل ، يكتسب الهيدروجين شحنة موجبة عالية نسبيًا ، بسبب تفاعل الهيدروجين في جزيء واحد مع ذرات العناصر الكهربية السالبة التي تكون جزءًا من جزيئات أخرى (HF ، H 2 O، NH 3).

لنلق نظرة على بعض الأمثلة. عادة ما نصور تكوين الماء صيغة كيميائية H 2 O. ومع ذلك ، هذا ليس دقيقًا تمامًا. سيكون من الأصح الإشارة إلى تكوين الماء بالصيغة (H 2 O) n ، حيث n \ u003d 2.3.4 ، إلخ. هذا يرجع إلى حقيقة أن جزيئات الماء الفردية مترابطة من خلال روابط هيدروجينية.

عادة ما يتم الإشارة إلى الروابط الهيدروجينية بالنقاط. إنه أضعف بكثير من الرابطة الأيونية أو التساهمية ، ولكنه أقوى من التفاعل المعتاد بين الجزيئات.

يفسر وجود روابط الهيدروجين الزيادة في حجم الماء مع انخفاض درجة الحرارة. ويرجع ذلك إلى حقيقة أنه مع انخفاض درجة الحرارة ، يتم تقوية الجزيئات وبالتالي تقل كثافة "حشوها".

عند دراسة الكيمياء العضوية ، نشأ السؤال التالي أيضًا: لماذا تكون نقاط غليان الكحول أعلى بكثير من تلك الموجودة في الهيدروكربونات المقابلة؟ يفسر ذلك حقيقة أن الروابط الهيدروجينية تتشكل أيضًا بين جزيئات الكحول.

تحدث زيادة في درجة غليان الكحول أيضًا بسبب تضخم جزيئاتها.

رابطة الهيدروجين هي أيضًا خاصية مميزة للعديد من المركبات العضوية الأخرى (الفينولات ، الأحماض الكربوكسيلية ، إلخ). من خلال دورات في الكيمياء العضوية وعلم الأحياء العام ، تعلم أن وجود رابطة هيدروجينية يفسر التركيب الثانوي للبروتينات ، وهيكل الحلزون المزدوج للحمض النووي ، أي ظاهرة التكامل.