روابط متعددة (مزدوجة وثلاثية)

في العديد من الجزيئات ، ترتبط الذرات بروابط مزدوجة وثلاثية:

ترجع إمكانية تكوين روابط متعددة إلى الخصائص الهندسية للمدارات الذرية. تشكل ذرة الهيدروجين الرابطة الكيميائية الوحيدة لها بمشاركة التكافؤ 5-المداري ، الذي له شكل كروي. تمتلك بقية الذرات ، بما في ذلك حتى ذرات عناصر الكتلة 5 ، مدارات تكافؤ p ، والتي لها اتجاه مكاني على طول محاور الإحداثيات.

في جزيء الهيدروجين ، يتم تنفيذ الرابطة الكيميائية بواسطة زوج إلكترون ، تتركز سحابة منه بين نوى الذرة. تسمى الروابط من هذا النوع St-bonds (أ - اقرأ "سيجما"). تتشكل من خلال التداخل المتبادل بين كل من المدارات 5 و ir (الشكل 6.3).

أرز. 63

بالنسبة لزوج واحد من الإلكترونات ، لا توجد مساحة بين الذرات. كيف إذن تتشكل الروابط المزدوجة وحتى الثلاثية؟ من الممكن تداخل السحب الإلكترونية الموجهة بشكل عمودي على المحور الذي يمر عبر مراكز الذرات (الشكل 6.4). إذا تم محاذاة محور الجزيء مع الإحداثيات س صثم يتم توجيه المدارات بشكل عمودي عليها plfو ص 2.تداخل ثنائي الاتجاه RUو ص 2تعطي المدارات المكونة من ذرتين روابط كيميائية ، تتركز كثافة الإلكترون فيها بشكل متماثل على جانبي محور الجزيء. يطلق عليهم l-bonds.

إذا كانت الذرات RUو / أو ص 2تحتوي المدارات على إلكترونات غير زوجية ، ثم يتم تشكيل رابطة n واحدة أو اثنتين. وهذا يفسر إمكانية وجود روابط مزدوجة (a + z) وثلاثية (a + z + z). أبسط جزيء برابطة مزدوجة بين الذرات هو جزيء الهيدروكربون إيثيلين C 2 H 4. على التين. يوضح الشكل 6.5 سحابة الرابطة n في هذا الجزيء ، ويُشار إلى الروابط st بشكل تخطيطي بواسطة الشرطات. يتكون جزيء الإيثيلين من ست ذرات. من المحتمل أن يحدث للقراء أن الرابطة المزدوجة بين الذرات تم تصويرها في جزيء أبسط من الأكسجين ثنائي الذرة (0 = 0). في الواقع ، التركيب الإلكتروني لجزيء الأكسجين أكثر تعقيدًا ، ولا يمكن تفسير هيكله إلا على أساس الطريقة المدارية الجزيئية (انظر أدناه). مثال على أبسط جزيء برابطة ثلاثية هو النيتروجين. على التين. يعرض 6.6 روابط n في هذا الجزيء ، تُظهر النقاط أزواج الإلكترونات غير المشتركة من النيتروجين.

أرز. 6.4

أرز. 6.5.

أرز. 6.6.

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

بالنظر إلى الأمثلة المذكورة أعلاه ، يمكننا استخلاص الاستنتاجات التالية:

• - تزداد قوة الرابطة (الطاقة) مع زيادة تعدد السندات ؛
• - باستخدام مثال الهيدروجين والفلور والإيثان ، يمكن للمرء أيضًا أن يقتنع بأن قوة الرابطة التساهمية لا يتم تحديدها فقط من خلال التعددية ، ولكن أيضًا من خلال طبيعة الذرات التي نشأت بينها هذه الرابطة.

من المعروف جيدًا في الكيمياء العضوية أن الجزيئات ذات الروابط المتعددة تكون أكثر تفاعلًا مما يسمى بالجزيئات المشبعة. يتضح سبب ذلك عند النظر في شكل السحب الإلكترونية. تتركز السحب الإلكترونية للروابط a بين نوى الذرات ، وكما كانت ، يتم فحصها (حمايتها) من تأثير الجزيئات الأخرى. في حالة الترابط n ، لا يتم حماية الغيوم الإلكترونية بواسطة نوى الذرات ويتم إزاحتها بسهولة أكبر عندما تقترب الجزيئات المتفاعلة من بعضها البعض. هذا يسهل إعادة ترتيب وتحويل الجزيئات اللاحقة. الاستثناء بين جميع الجزيئات هو جزيء النيتروجين ، الذي يتميز بقوة عالية جدًا وتفاعل منخفض للغاية. لذلك ، سيكون النيتروجين هو المكون الرئيسي للغلاف الجوي.

موضوعات مبرمج الاستخدام: الرابطة الكيميائية التساهمية ، أنواعها وآليات تكوينها. خصائص الرابطة التساهمية (قطبية وطاقة الرابطة). الرابطة الأيونية. اتصال معدني. رابطة الهيدروجين

روابط كيميائية داخل الجزيئية

دعونا نفكر أولاً في الروابط التي تنشأ بين الجسيمات داخل الجزيئات. تسمى هذه الاتصالات ضمجزيئي عامل ضمن الجزيئ.

رابطة كيميائية بين ذرات العناصر الكيميائية لها طبيعة كهروستاتيكية وتتكون بسبب تفاعلات الإلكترونات الخارجية (التكافؤ)، بدرجة أو بأخرى التي عقدتها نوى موجبة الشحنةالذرات المستعبدة.

المفهوم الرئيسي هنا هو الخلابة الإلكترونية. هي التي تحدد نوع الرابطة الكيميائية بين الذرات وخصائص هذه الرابطة.

هي قدرة الذرة على جذب (عقد) خارجي(التكافؤ) الإلكترونات. يتم تحديد الكهربية من خلال درجة جذب الإلكترونات الخارجية للنواة وتعتمد بشكل أساسي على نصف قطر الذرة وشحنة النواة.

يصعب تحديد الكهربية بشكل لا لبس فيه. قام L. Pauling بتجميع جدول للكهرباء النسبية (بناءً على طاقات الرابطة للجزيئات ثنائية الذرة). العنصر الأكثر كهرسلبية هو الفلورمع معنى 4 .

من المهم ملاحظة أنه في المصادر المختلفة يمكنك العثور على مقاييس وجداول مختلفة لقيم الكهربية. لا ينبغي الخوف من هذا ، لأن تكوين رابطة كيميائية يلعب دورًا الذرات ، وهي تقريبًا نفسها في أي نظام.

إذا كانت إحدى الذرات في الرابطة الكيميائية A: B تجذب الإلكترونات بقوة أكبر ، فإن زوج الإلكترون ينزاح نحوها. الاكثر فرق الكهربيةالذرات ، كلما إزاح زوج الإلكترون أكثر.

إذا كانت قيم الكهربية للذرات المتفاعلة متساوية أو متساوية تقريبًا: EO (A) ≈EO (V)، ثم لا يتم إزاحة زوج الإلكترون المشترك إلى أي من الذرات: أ: ب. يسمى هذا الاتصال تساهمية غير قطبية.

إذا كانت الكهربية للذرات المتفاعلة تختلف ، ولكن ليس كثيرًا (الفرق في الكهربية هو تقريبًا من 0.4 إلى 2: 0,4<ΔЭО<2 ) ، ثم يتم إزاحة زوج الإلكترون إلى إحدى الذرات. يسمى هذا الاتصال قطبي تساهمي .

إذا كانت الكهربية للذرات المتفاعلة تختلف اختلافًا كبيرًا (الفرق في الكهربية أكبر من 2: ΔEO> 2) ، ثم ينتقل أحد الإلكترونات بالكامل تقريبًا إلى ذرة أخرى ، مع التكوين الأيونات. يسمى هذا الاتصال أيوني.

الأنواع الرئيسية للروابط الكيميائية هي - تساهمية, أيونيو معدنيروابط. دعونا ننظر فيها بمزيد من التفصيل.

الرابطة الكيميائية التساهمية

الرابطة التساهمية – إنها رابطة كيميائية التي شكلتها تشكيل زوج إلكترون مشترك أ: ب . في هذه الحالة ، ذرتان تداخلالمدارات الذرية. تتكون الرابطة التساهمية من تفاعل الذرات مع اختلاف بسيط في الكهربية (كقاعدة ، بين اثنين من غير المعادن) أو ذرات عنصر واحد.

الخصائص الأساسية للروابط التساهمية

• اتجاه,
• التشبع,
• قطبية,
• الاستقطاب.

تؤثر خصائص الرابطة هذه على الخصائص الكيميائية والفيزيائية للمواد.

اتجاه الاتصال يميز التركيب الكيميائي وشكل المواد. تسمى الزوايا بين رابطتين زوايا الرابطة. على سبيل المثال ، في جزيء الماء ، تكون زاوية رابطة H-O-H هي 104.45 o ، لذلك يكون جزيء الماء قطبيًا ، وفي جزيء الميثان ، تكون زاوية رابطة H-C-H هي 108 o 28 ′.

التشبع هي قدرة الذرات على تكوين عدد محدود من الروابط الكيميائية التساهمية. يسمى عدد الروابط التي يمكن أن تشكلها الذرة.

قطبيةتنشأ الروابط بسبب التوزيع غير المتكافئ لكثافة الإلكترون بين ذرتين لهما كهرسلبية مختلفة. تنقسم الروابط التساهمية إلى قطبية وغير قطبية.

الاستقطاب الاتصالات قدرة إلكترونات الرابطة على أن يتم إزاحتها بواسطة مجال كهربائي خارجي(على وجه الخصوص ، المجال الكهربائي لجسيم آخر). يعتمد الاستقطاب على تنقل الإلكترون. وكلما كان الإلكترون بعيدًا عن النواة ، زادت حركته ، وبالتالي يصبح الجزيء أكثر قابلية للاستقطاب.

الرابطة الكيميائية التساهمية غير القطبية

هناك نوعان من الترابط التساهمي - القطبيةو الغير قطبي .

مثال . ضع في اعتبارك بنية جزيء الهيدروجين H 2. تحمل كل ذرة هيدروجين إلكترونًا واحدًا غير زوجي في مستوى طاقتها الخارجية. لعرض الذرة ، نستخدم بنية لويس - هذا رسم تخطيطي لبنية مستوى الطاقة الخارجية للذرة ، عندما يتم الإشارة إلى الإلكترونات بالنقاط. تعتبر نماذج هيكل نقاط لويس مساعدة جيدة عند العمل مع عناصر الفترة الثانية.

ح. +. ح = ح: ح

وبالتالي ، فإن جزيء الهيدروجين له زوج إلكترون واحد مشترك ورابطة كيميائية واحدة H - H. لا يتم إزاحة زوج الإلكترون هذا إلى أي من ذرات الهيدروجين ، لأن الكهربية من ذرات الهيدروجين هي نفسها. يسمى هذا الاتصال تساهمية غير قطبية .

الرابطة التساهمية غير القطبية (المتماثلة) - هذه رابطة تساهمية تتكون من ذرات لها نفس القدرة الكهربية (كقاعدة عامة ، نفس اللافلزات) ، وبالتالي ، مع توزيع منتظم لكثافة الإلكترون بين نوى الذرات.

العزم ثنائي القطب للروابط غير القطبية هو 0.

أمثلة: H 2 (H-H) ، O 2 (O = O) ، S 8.

الرابطة الكيميائية القطبية التساهمية

الرابطة القطبية التساهمية هي رابطة تساهمية تحدث بين ذرات ذات كهرسلبية مختلفة (مستخدم، غير المعادن المختلفة) وتتميز الإزاحةزوج إلكترون شائع إلى ذرة كهربية أكثر (استقطاب).

يتم إزاحة كثافة الإلكترون إلى ذرة أكثر كهرسلبية - وبالتالي ، تنشأ شحنة سالبة جزئية (δ-) عليها ، وتنشأ شحنة موجبة جزئية على ذرة أقل كهربيًا (δ + ، دلتا +).

كلما زاد الاختلاف في الكهربية للذرات ، زاد ارتفاعه قطبيةوصلات وأكثر عزم ثنائي الاقطاب . بين الجزيئات المجاورة والشحنات المعاكسة في الإشارة ، تعمل قوى جذب إضافية ، مما يزيد قوةروابط.

تؤثر قطبية الرابطة على الخصائص الفيزيائية والكيميائية للمركبات. تعتمد آليات التفاعل وحتى تفاعل الروابط المجاورة على قطبية الرابطة. غالبًا ما تحدد قطبية السندات قطبية الجزيءوبالتالي يؤثر بشكل مباشر على الخواص الفيزيائية مثل نقطة الغليان ونقطة الانصهار والذوبان في المذيبات القطبية.

أمثلة: حمض الهيدروكلوريك ، ثاني أكسيد الكربون ، NH 3.

آليات تكوين الرابطة التساهمية

يمكن أن تحدث الرابطة الكيميائية التساهمية من خلال آليتين:

1. آلية التبادل يكون تكوين الرابطة الكيميائية التساهمية عندما يوفر كل جسيم إلكترونًا واحدًا غير مزدوج لتشكيل زوج إلكترون مشترك:

أ . + . ب = أ: ب

2. يشكل تكوين الرابطة التساهمية آلية يوفر فيها أحد الجسيمات زوج إلكترون غير مشترك ، بينما يوفر الجسيم الآخر مدارًا شاغرًا لزوج الإلكترون هذا:

أ: + ب = أ: ب

في هذه الحالة ، توفر إحدى الذرات زوج إلكترون غير مشترك ( جهات مانحة) ، والذرة الأخرى توفر مدارًا شاغرًا لهذا الزوج ( متقبل). نتيجة لتكوين الرابطة ، تنخفض طاقة الإلكترون ، أي هذا مفيد للذرات.

رابطة تساهمية تشكلت بواسطة آلية متلقي المانح ، لا يختلفمن خلال خصائص الروابط التساهمية الأخرى التي شكلتها آلية التبادل. يعتبر تكوين الرابطة التساهمية بواسطة آلية متلقي المانح أمرًا نموذجيًا للذرات إما مع عدد كبير من الإلكترونات في مستوى الطاقة الخارجية (مانحون الإلكترون) ، أو العكس ، مع عدد صغير جدًا من الإلكترونات (متقبلات الإلكترون). يتم النظر في احتمالات التكافؤ للذرات بمزيد من التفصيل في المقابلة.

يتم تكوين الرابطة التساهمية بواسطة آلية متلقي المانح:

- في جزيء أول أكسيد الكربون CO(الرابطة في الجزيء ثلاثية ، يتم تشكيل رابطتين بواسطة آلية التبادل ، واحدة من خلال آلية المتلقي المتلقي): C≡O ؛

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

- الخامس مركبات معقدة، رابطة كيميائية بين الذرة المركزية ومجموعات الروابط ، على سبيل المثال ، في رباعي هيدروكسي ألومينات الصوديوم Na الرابطة بين أيونات الألومنيوم وهيدروكسيد ؛

- الخامس حامض النيتريك وأملاحه- النترات: HNO 3 ، NaNO 3 ، في بعض مركبات النيتروجين الأخرى ؛

- في جزيء الأوزونس 3.

الخصائص الرئيسية للرابطة التساهمية

الرابطة التساهمية ، كقاعدة عامة ، تتكون بين ذرات اللافلزات. الخصائص الرئيسية للرابطة التساهمية هي الطول والطاقة والتعدد والاتجاه.

تعدد الروابط الكيميائية

تعدد الروابط الكيميائية - هو - هي عدد أزواج الإلكترونات المشتركة بين ذرتين في مركب. يمكن بسهولة تحديد تعدد الرابطة من قيمة الذرات التي تشكل الجزيء.

على سبيل المثال ، في جزيء الهيدروجين H 2 تعدد السندات هو 1 ، لأن يحتوي كل هيدروجين على إلكترون واحد غير زوجي في مستوى الطاقة الخارجي ، لذلك يتم تكوين زوج إلكترون مشترك واحد.

في جزيء الأكسجين O 2 ، يكون تعدد السندات 2 ، لأن تحتوي كل ذرة على إلكترونين غير متزاوجين في مستوى طاقتها الخارجية: O = O.

في جزيء النيتروجين N 2 ، يكون تعدد السندات 3 ، لأن يوجد بين كل ذرة 3 إلكترونات غير زوجية في مستوى الطاقة الخارجية ، وتشكل الذرات 3 أزواج إلكترونية مشتركة N≡N.

طول الرابطة التساهمية

طول الرابطة الكيميائية هي المسافة بين مراكز نوى الذرات التي تشكل رابطة. يتم تحديده من خلال الأساليب الفيزيائية التجريبية. يمكن تقدير طول الرابطة تقريبًا ، وفقًا لقاعدة الجمع ، والتي بموجبها يكون طول الرابطة في جزيء AB يساوي تقريبًا نصف مجموع أطوال الرابطة في جزيئات A 2 و B 2:

يمكن تقدير طول الرابطة الكيميائية تقريبًا على طول نصف قطر الذراتأو تكوين رابطة أو من خلال تعدد الاتصالاتإذا لم يكن أنصاف أقطار الذرات مختلفة تمامًا.

مع زيادة نصف قطر الذرات التي تشكل رابطة ، سيزداد طول الرابطة.

على سبيل المثال

مع زيادة تعدد الروابط بين الذرات (التي لا يختلف نصف قطرها الذري ، أو تختلف قليلاً) ، سينخفض ​​طول الرابطة.

على سبيل المثال . في السلسلة: C – C ، C = C ، C≡C ، يتناقص طول الرابطة.

طاقة الرابطة

مقياس قوة الرابطة الكيميائية هو طاقة الرابطة. طاقة الرابطة يتم تحديدها من خلال الطاقة اللازمة لكسر الرابطة وإزالة الذرات التي تشكل هذه الرابطة إلى مسافة لانهائية من بعضها البعض.

الرابطة التساهمية هي دائم جدا.وتتراوح طاقته من عدة عشرات إلى عدة مئات كيلوجول / مول. كلما زادت طاقة الرابطة ، زادت قوة الرابطة ، والعكس صحيح.

تعتمد قوة الرابطة الكيميائية على طول الرابطة وقطبية الرابطة وتعدد الرابطة. كلما طالت الرابطة الكيميائية ، كان من الأسهل كسرها ، وكلما انخفضت طاقة الرابطة ، انخفضت قوتها. كلما كانت الرابطة الكيميائية أقصر ، كانت أقوى ، وزادت طاقة الرابطة.

على سبيل المثال، في سلسلة مركبات HF ، HCl ، HBr من اليسار إلى اليمين قوة الرابطة الكيميائية النقصان، لأن يزداد طول السند.

الرابطة الكيميائية الأيونية

الرابطة الأيونية هي رابطة كيميائية تعتمد على جاذبية الأيونات الكهروستاتيكية.

الأيوناتتتشكل في عملية قبول أو التخلي عن الإلكترونات بواسطة الذرات. على سبيل المثال ، تمتلك ذرات جميع المعادن إلكترونات مستوى الطاقة الخارجي بشكل ضعيف. لذلك ، تتميز ذرات المعدن خصائص التصالحيةالقدرة على التبرع بالإلكترونات.

مثال. تحتوي ذرة الصوديوم على إلكترون واحد عند مستوى الطاقة الثالث. وبسهولة التخلص منه ، تشكل ذرة الصوديوم أيون الصوديوم أكثر استقرارًا ، مع التكوين الإلكتروني لغاز النيون النبيل ني. يحتوي أيون الصوديوم على 11 بروتون و 10 إلكترونات فقط ، وبالتالي فإن إجمالي شحنة الأيون هو -10 + 11 = +1:

+11نا) 2) 8) 1-1 هـ = +11 نا +) 2 ) 8

مثال. تحتوي ذرة الكلور على 7 إلكترونات في مستوى طاقتها الخارجية. للحصول على تكوين ذرة الأرجون الخاملة المستقرة Ar ، يحتاج الكلور إلى إرفاق إلكترون واحد. بعد ربط الإلكترون ، يتكون أيون كلور مستقر يتكون من إلكترونات. إجمالي شحنة الأيون هو -1:

+17Cl) 2) 8) 7 + 1 هـ = +17 Cl — ) 2 ) 8 ) 8

ملحوظة:

• تختلف خصائص الأيونات عن خصائص الذرات!
• يمكن أن تتكون الأيونات المستقرة ليس فقط ذرات، لكن أيضا مجموعات الذرات. على سبيل المثال: أيون الأمونيوم NH 4 + ، أيون الكبريتات SO 4 2- ، إلخ. تعتبر الروابط الكيميائية المكونة من هذه الأيونات أيضًا أيونية ؛
• عادة ما تتشكل الروابط الأيونية بين المعادنو اللافلزات(مجموعات من اللافلزات) ؛

تنجذب الأيونات الناتجة بسبب التجاذب الكهربائي: Na + Cl -، Na 2 + SO 4 2-.

دعونا نعمم بصريا الفرق بين أنواع الرابطة التساهمية والأيونية:

الرابطة الكيميائية المعدنية

اتصال معدني هي العلاقة التي تتشكل نسبيًا الإلكترونات الحرةما بين ايونات المعادنتشكيل شعرية بلورية.

عادة ما تحتوي ذرات المعادن على مستوى الطاقة الخارجية واحد إلى ثلاثة إلكترونات. إن أنصاف أقطار ذرات المعدن ، كقاعدة عامة ، كبيرة - لذلك ، فإن ذرات المعدن ، على عكس غير المعادن ، تتبرع بسهولة بالإلكترونات الخارجية ، أي عوامل اختزال قوية

التفاعلات بين الجزيئات

بشكل منفصل ، يجدر النظر في التفاعلات التي تحدث بين الجزيئات الفردية في مادة ما - التفاعلات بين الجزيئات . التفاعلات بين الجزيئات هي نوع من التفاعل بين الذرات المحايدة حيث لا تظهر الروابط التساهمية الجديدة. اكتشف فان دير فالس قوى التفاعل بين الجزيئات في عام 1869 وسميت باسمه. قوات فان دار وال. تنقسم قوات فان دير فال إلى اتجاه, استقراء و تشتت . طاقة التفاعلات بين الجزيئات أقل بكثير من طاقة الرابطة الكيميائية.

قوى التوجيه الجاذبية تنشأ بين الجزيئات القطبية (تفاعل ثنائي القطب - ثنائي القطب). تنشأ هذه القوى بين الجزيئات القطبية. التفاعلات الاستقرائية هو التفاعل بين جزيء قطبي وجزيء غير قطبي. يكون الجزيء غير القطبي مستقطبًا بسبب تأثير الجزيء القطبي ، والذي يولد جذبًا إلكتروستاتيكيًا إضافيًا.

نوع خاص من التفاعل بين الجزيئات هو روابط الهيدروجين. - هذه روابط كيميائية بين الجزيئات (أو داخل الجزيئية) تنشأ بين الجزيئات التي توجد فيها روابط تساهمية قطبية قوية - H-F أو H-O أو H-N. إذا كانت هناك مثل هذه الروابط في الجزيء ، فسيكون هناك بين الجزيئات قوى جذب إضافية .

آلية التعليم الرابطة الهيدروجينية هي جزئيًا كهروستاتيكي ومتقبل مانح جزئيًا. في هذه الحالة ، تعمل ذرة عنصر كهرسلبي قوي (F ، O ، N) كمانح لزوج الإلكترون ، وتعمل ذرات الهيدروجين المتصلة بهذه الذرات كمستقبل. تتميز الروابط الهيدروجينية اتجاه في الفضاء و التشبع .

يمكن الإشارة إلى الرابطة الهيدروجينية بالنقاط: H. ··· O. كلما زادت القدرة الكهربية للذرة المتصلة بالهيدروجين ، وصغر حجمها ، زادت قوة الرابطة الهيدروجينية. إنها في المقام الأول خاصية مميزة للمركبات الفلور مع الهيدروجين ، وكذلك بالنسبة الأكسجين مع الهيدروجين ، أقل النيتروجين مع الهيدروجين .

تحدث الروابط الهيدروجينية بين المواد التالية:

— فلوريد الهيدروجين HF(غاز ، محلول فلوريد الهيدروجين في الماء - حمض الهيدروفلوريك) ، ماء H 2 O (بخار ، ثلج ، ماء سائل):

— محلول الأمونيا والأمينات العضوية- بين الأمونيا وجزيئات الماء ؛

— المركبات العضوية التي يرتبط فيها O-H أو N-H: الكحولات ، الأحماض الكربوكسيلية ، الأمينات ، الأحماض الأمينية ، الفينولات ، الأنيلين ومشتقاته ، البروتينات ، محاليل الكربوهيدرات - السكريات الأحادية والثنائية.

تؤثر رابطة الهيدروجين على الخصائص الفيزيائية والكيميائية للمواد. وبالتالي ، فإن التجاذب الإضافي بين الجزيئات يجعل من الصعب على المواد أن تغلي. المواد التي تحتوي على روابط هيدروجينية تظهر زيادة غير طبيعية في درجة الغليان.

على سبيل المثال كقاعدة عامة ، مع زيادة الوزن الجزيئي ، لوحظ زيادة في درجة غليان المواد. ومع ذلك ، في عدد من المواد H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Teلا نلاحظ تغيرًا خطيًا في نقاط الغليان.

وهي في ارتفاع درجة غليان الماء بشكل غير طبيعي - لا تقل عن -61 درجة مئوية ، كما يوضح لنا الخط المستقيم ، ولكن أكثر من ذلك بكثير ، +100 درجة مئوية. يفسر هذا الشذوذ بوجود روابط هيدروجينية بين جزيئات الماء. لذلك ، في ظل الظروف العادية (0-20 درجة مئوية) ، يكون الماء سائلحسب حالة المرحلة.

170762 0

كل ذرة لديها عدد معين من الإلكترونات.

عند الدخول في تفاعلات كيميائية ، تتبرع الذرات بالإلكترونات أو تكتسبها أو تجعلها اجتماعية ، لتصل إلى التكوين الإلكتروني الأكثر استقرارًا. التكوين بأقل طاقة هو الأكثر استقرارًا (كما هو الحال في ذرات الغازات النبيلة). يسمى هذا النمط "قاعدة الثمانيات" (الشكل 1).

أرز. واحد.

هذه القاعدة تنطبق على الجميع أنواع الاتصال. تسمح الروابط الإلكترونية بين الذرات لهم بتكوين هياكل مستقرة ، من أبسط البلورات إلى الجزيئات الحيوية المعقدة التي تشكل في النهاية أنظمة حية. وهي تختلف عن البلورات في عملية التمثيل الغذائي المستمر. ومع ذلك ، تستمر العديد من التفاعلات الكيميائية وفقًا للآليات التحويل الإلكترونيالتي تلعب دورًا مهمًا في عمليات الطاقة في الجسم.

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

إن طبيعة الرابطة الكيميائية عالمية: إنها قوة جذب إلكتروستاتيكية بين الإلكترونات سالبة الشحنة والأنوية الموجبة الشحنة ، يتم تحديدها من خلال تكوين الإلكترونات في الغلاف الخارجي للذرات. تسمى قدرة الذرة على تكوين روابط كيميائية التكافؤ، أو حالة الأكسدة. مفهوم إلكترونات التكافؤ- الإلكترونات التي تشكل روابط كيميائية ، أي تلك الموجودة في المدارات عالية الطاقة. وفقًا لذلك ، يُطلق على الغلاف الخارجي للذرة التي تحتوي على هذه المدارات التكافؤ مدار. في الوقت الحاضر ، لا يكفي الإشارة إلى وجود رابطة كيميائية ، ولكن من الضروري توضيح نوعها: أيوني ، تساهمي ، ثنائي القطب ، معدني.

النوع الأول من الاتصال هوأيوني الإتصال

وفقًا لنظرية التكافؤ الإلكترونية التي وضعها لويس وكوسيل ، يمكن للذرات أن تحقق تكوينًا إلكترونيًا مستقرًا بطريقتين: الأولى ، بفقدان الإلكترونات ، لتصبح الايونات الموجبة، وثانيًا ، الحصول عليها ، والتحول إلى الأنيونات. نتيجة لنقل الإلكترون ، وبسبب القوة الكهروستاتيكية للتجاذب بين الأيونات بشحنات الإشارة المعاكسة ، تتشكل رابطة كيميائية تسمى كوسيل " كهربية(اتصل الان أيوني).

في هذه الحالة ، تشكل الأنيونات والكاتيونات تكوينًا إلكترونيًا ثابتًا مع غلاف إلكتروني خارجي مملوء. تتكون الروابط الأيونية النموذجية من كاتيونات مجموعات T و II من النظام الدوري وأنيونات العناصر غير المعدنية للمجموعتين VI و VII (16 و 17 مجموعة فرعية - على التوالي ، الكالكوجيناتو الهالوجينات). الروابط في المركبات الأيونية غير مشبعة وغير اتجاهية ، لذا فهي تحتفظ بإمكانية التفاعل الكهروستاتيكي مع الأيونات الأخرى. على التين. يوضح الشكلان 2 و 3 أمثلة على الروابط الأيونية المقابلة لنموذج كوسيل لنقل الإلكترون.

أرز. 2.

أرز. 3.الرابطة الأيونية في جزيء كلوريد الصوديوم (NaCl)

هنا من المناسب تذكر بعض الخصائص التي تشرح سلوك المواد في الطبيعة ، على وجه الخصوص ، للنظر في مفهوم الأحماضو أسباب.

المحاليل المائية لجميع هذه المواد هي إلكتروليتات. يغيرون اللون بطرق مختلفة. المؤشرات. تم اكتشاف آلية عمل المؤشرات بواسطة F.V. اوستوالد. وبيّن أن المؤشرات عبارة عن أحماض أو قواعد ضعيفة ، يختلف لونها في الحالات غير المنفصلة والمفصولة.

يمكن للقواعد تحييد الأحماض. ليست كل القواعد قابلة للذوبان في الماء (على سبيل المثال ، بعض المركبات العضوية التي لا تحتوي على مجموعات -OH غير قابلة للذوبان ، على وجه الخصوص ، ثلاثي إيثيل أمين N (C 2 H 5) 3)؛ تسمى القواعد القابلة للذوبان القلويات.

تدخل المحاليل المائية للأحماض في تفاعلات مميزة:

أ) مع أكاسيد المعادن - مع تكوين الملح والماء ؛

ب) مع المعادن - مع تكوين الملح والهيدروجين ؛

ج) مع الكربونات - مع تكوين الملح ، كو 2 و ح 2 ا.

وصفت عدة نظريات خصائص الأحماض والقواعد. وفقًا لنظرية S.A. أرهينيوس ، وهو حمض مادة تنفصل لتكوين أيونات ح+ ، بينما تشكل القاعدة أيونات هو-. لا تأخذ هذه النظرية بعين الاعتبار وجود قواعد عضوية لا تحتوي على مجموعات هيدروكسيل.

في الخط مع بروتوننظرية برونستد ولوري ، الحمض عبارة عن مادة تحتوي على جزيئات أو أيونات تتبرع بالبروتونات ( المتبرعينالبروتونات) والقاعدة عبارة عن مادة تتكون من جزيئات أو أيونات تقبل البروتونات ( يقبلونالبروتونات). لاحظ أنه في المحاليل المائية ، توجد أيونات الهيدروجين في شكل رطب ، أي في شكل أيونات الهيدرونيوم H3O+. تصف هذه النظرية التفاعلات ليس فقط مع أيونات الماء والهيدروكسيد ، ولكن أيضًا يتم إجراؤها في حالة عدم وجود مذيب أو باستخدام مذيب غير مائي.

على سبيل المثال ، في التفاعل بين الأمونيا نيو هامبشاير 3 (قاعدة ضعيفة) وكلوريد الهيدروجين في الطور الغازي ، يتكون كلوريد الأمونيوم الصلب ، وفي خليط توازن من مادتين هناك دائمًا 4 جسيمات ، اثنان منها عبارة عن أحماض ، والاثنان الآخران عبارة عن قواعد:

يتكون خليط التوازن هذا من زوجين مترافقين من الأحماض والقواعد:

1)نيو هامبشاير 4+ و نيو هامبشاير 3

2) حمض الهيدروكلوريكو Cl ‑

هنا ، في كل زوج مترافق ، يختلف الحمض والقاعدة ببروتون واحد. كل حمض له قاعدة مقترنة. الحمض القوي له قاعدة مترافقة ضعيفة ، والحمض الضعيف له قاعدة مترافقة قوية.

تتيح نظرية برونستيد-لوري شرح الدور الفريد للمياه في حياة المحيط الحيوي. يمكن للمياه ، اعتمادًا على المادة التي تتفاعل معها ، أن تظهر خصائص حمض أو قاعدة. على سبيل المثال ، في التفاعلات مع المحاليل المائية لحمض الأسيتيك ، يكون الماء قاعدة ، ومع المحاليل المائية للأمونيا ، فهو حمض.

1) CH 3 COOH + H 2 O ↔ H 3 O + + CH 3 سو-. هنا جزيء حمض الخليك يتبرع ببروتون لجزيء الماء ؛

2) NH3 + H 2 O ↔ NH4 + + هو-. هنا جزيء الأمونيا يقبل بروتونًا من جزيء الماء.

وبالتالي ، يمكن أن يشكل الماء زوجين مترافقين:

1) H 2 O(حمض) و هو- (القاعدة المترافقة)

2) H 3 O+ (حمض) و H 2 O(القاعدة المترافقة).

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

تسمى هذه الخاصية amphiprotonity. المواد التي يمكن أن تتفاعل مثل الأحماض والقواعد تسمى مذبذب. غالبًا ما توجد هذه المواد في الطبيعة. على سبيل المثال ، يمكن أن تشكل الأحماض الأمينية أملاحًا مع كل من الأحماض والقواعد. لذلك ، تشكل الببتيدات بسهولة مركبات التنسيق مع وجود أيونات المعادن.

وبالتالي ، فإن الخاصية المميزة للرابطة الأيونية هي الإزاحة الكاملة لمجموعة من الإلكترونات المرتبطة بإحدى النوى. هذا يعني أن هناك منطقة بين الأيونات حيث كثافة الإلكترون تقارب الصفر.

النوع الثاني من الاتصال هوتساهمية الإتصال

يمكن أن تشكل الذرات تكوينات إلكترونية مستقرة عن طريق مشاركة الإلكترونات.

تتشكل هذه الرابطة عند مشاركة زوج من الإلكترونات واحدًا تلو الآخر. من كلذرة. في هذه الحالة ، يتم توزيع إلكترونات الرابطة الاجتماعية بالتساوي بين الذرات. مثال على الرابطة التساهمية متجانس النوىثنائي الذرة جزيئات H. 2 , ن 2 , F 2. Allotropes لها نفس النوع من الرابطة. ا 2 والأوزون ا 3 ولجزيء متعدد الذرات س 8 وكذلك جزيئات غير متجانسةكلوريد الهيدروجين هكل، نشبع كو 2 ، الميثان CH 4 ، الإيثانول مع 2 ح 5 هو، سادس فلوريد الكبريت سادس 6 ، الأسيتيلين مع 2 ح 2. كل هذه الجزيئات لها نفس الإلكترونات المشتركة ، وروابطها مشبعة وموجهة بنفس الطريقة (الشكل 4).

بالنسبة لعلماء الأحياء ، من المهم أن يتم تقليل أنصاف الأقطار التساهمية للذرات في الروابط المزدوجة والثلاثية مقارنة برابطة واحدة.

أرز. 4.الرابطة التساهمية في جزيء Cl 2.

الأنواع الأيونية والتساهمية من الروابط هما حالتان مقيّدتان للعديد من الأنواع الموجودة من الروابط الكيميائية ، وعمليًا ، تكون معظم الروابط وسيطة.

المركبات المكونة من عنصرين تقع على طرفي نقيض لنفس فترات أو فترات مختلفة من نظام منديليف تشكل في الغالب روابط أيونية. عندما تقترب العناصر من بعضها البعض خلال فترة ، تقل الطبيعة الأيونية لمركباتها ، بينما تزداد الشخصية التساهمية. على سبيل المثال ، تشكل هاليدات وأكاسيد العناصر الموجودة على الجانب الأيسر من الجدول الدوري في الغالب روابط أيونية ( كلوريد الصوديوم ، AgBr ، BaSO 4 ، CaCO 3 ، KNO 3 ، CaO ، هيدروكسيد الصوديوم) ، ونفس مركبات العناصر الموجودة على الجانب الأيمن من الجدول تساهمية ( H 2 O، CO 2، NH 3، NO 2، CH 4الفينول C6H5OHالجلوكوز ج 6 س 12 س 6، الإيثانول ج 2 ح 5 أوه).

الرابطة التساهمية ، بدورها ، لها تعديل آخر.

في الأيونات متعددة الذرات والجزيئات البيولوجية المعقدة ، يمكن أن يأتي كلا الإلكترونين فقط من واحدذرة. يدعي جهات مانحةزوج الإلكترون. تسمى الذرة التي تجعل هذا الزوج من الإلكترونات مع متبرع متقبلزوج الإلكترون. يسمى هذا النوع من الرابطة التساهمية التنسيق (المتبرع المتقبل, أوdative) تواصل(الشكل 5). هذا النوع من الروابط هو الأكثر أهمية في علم الأحياء والطب ، حيث يتم وصف كيمياء العناصر الأكثر أهمية في التمثيل الغذائي إلى حد كبير عن طريق روابط التنسيق.

صورة. 5.

كقاعدة عامة ، في مركب معقد ، تعمل ذرة المعدن كمقبل لزوج الإلكترون ؛ 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 ، اقترحها GN. لويس. قام إلى حد ما بتوسيع المفهوم الدلالي للمصطلحين "حمض" و "قاعدة" وفقًا لنظرية برونستيد-لوري. تشرح نظرية لويس طبيعة تكوين الأيونات المعقدة ومشاركة المواد في تفاعلات الاستبدال النووي ، أي في تكوين CS.

وفقًا لـ Lewis ، فإن الحمض مادة قادرة على تكوين رابطة تساهمية بقبول زوج إلكترون من قاعدة. قاعدة لويس هي مادة تحتوي على زوج واحد من الإلكترونات ، والتي ، من خلال التبرع بالإلكترونات ، تشكل رابطة تساهمية مع حمض لويس.

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

لذلك ، وفقًا لهذه النظرية ، فإن الكاتيونات هي أحماض لويس والأنيونات هي قواعد لويس. ردود الفعل التالية هي أمثلة:

لقد لوحظ أعلاه أن التقسيم الفرعي للمواد إلى مواد أيونية وتساهمية نسبي ، حيث لا يوجد نقل كامل للإلكترون من ذرات المعادن إلى الذرات المستقبلة في الجزيئات التساهمية. في المركبات ذات الرابطة الأيونية ، يكون كل أيون في المجال الكهربائي للأيونات للعلامة المعاكسة ، لذا فهي مستقطبة بشكل متبادل ، وتشوه غلافها.

الاستقطابيحدده الهيكل الإلكتروني وشحنة وحجم الأيونات ؛ إنه أعلى بالنسبة للأنيونات منه في الكاتيونات. أعلى قابلية للاستقطاب بين الكاتيونات هي للكاتيونات ذات الشحنة الأكبر والأصغر حجما ، على سبيل المثال ، ل Hg 2+، Cd 2+، Pb 2+، Al 3+، Tl 3+. له تأثير استقطاب قوي ح+. نظرًا لأن تأثير استقطاب الأيونات ثنائي الاتجاه ، فإنه يغير بشكل كبير خصائص المركبات التي تشكلها.

النوع الثالث من الاتصال -ثنائي القطب ثنائي القطب الإتصال

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

تعتمد قوة هذه التفاعلات على طبيعة الجزيئات.

هناك ثلاثة أنواع من التفاعلات: ثنائي القطب الدائم - ثنائي القطب الدائم ( ثنائي القطب ثنائي القطبجاذبية)؛ ثنائي القطب الدائم المستحث ( استقراءجاذبية)؛ ثنائي أقطاب لحظي مستحث ( تشتتجاذبية ، أو قوى لندن ؛ أرز. 6).

أرز. 6.

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

في الكيمياء الحيوية ، يتم تمييز نوع آخر من الروابط - هيدروجين الاتصال ، وهي حالة مقيدة ثنائي القطب ثنائي القطبجاذبية. تتكون هذه الرابطة من خلال التجاذب بين ذرة الهيدروجين وذرة صغيرة كهربية ، وغالبًا ما يكون الأكسجين والفلور والنيتروجين. مع الذرات الكبيرة التي لها نفس القدرة الكهربية (على سبيل المثال ، مع الكلور والكبريت) ، تكون الرابطة الهيدروجينية أضعف بكثير. تتميز ذرة الهيدروجين بميزة أساسية واحدة: عندما يتم سحب إلكترونات الربط ، تنكشف نواتها - البروتون - وتتوقف الإلكترونات عن الغربلة.

لذلك ، تتحول الذرة إلى ثنائي القطب كبير.

تتشكل الرابطة الهيدروجينية ، على عكس رابطة فان دير فال ، 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 في شكل حلزون a ، أو لتشكيل حلزون مزدوج للحمض النووي (الشكل 7).

الشكل 7.

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

الجدول 1.طاقة القوى الجزيئية

ملحوظة: درجة التفاعلات الجزيئية تعكس المحتوى الحراري للذوبان والتبخر (الغليان). تتطلب المركبات الأيونية طاقة أكبر بكثير لفصل الأيونات مقارنة بفصل الجزيئات. المحتوى الحراري للذوبان للمركبات الأيونية أعلى بكثير من المركبات الجزيئية.

النوع الرابع من الاتصال -السندات معدنية

أخيرًا ، هناك نوع آخر من الروابط بين الجزيئات - فلز: توصيل الأيونات الموجبة لشبكة المعادن بالإلكترونات الحرة. هذا النوع من الاتصال لا يحدث في الكائنات البيولوجية.

من مراجعة موجزة لأنواع الروابط ، تظهر إحدى التفاصيل: معلمة مهمة لذرة أو أيون معدن - مانح إلكترون ، وكذلك ذرة - متقبل الإلكترون هو الحجم.

دون الخوض في التفاصيل ، نلاحظ أن أنصاف الأقطار التساهمية للذرات ، ونصف القطر الأيوني للمعادن ، وأنصاف أقطار فان دير فال للجزيئات المتفاعلة تزداد كلما زاد عددها الذري في مجموعات النظام الدوري. في هذه الحالة ، تكون قيم نصف قطر الأيونات هي الأصغر ، ويكون نصف قطر فان دير فالس هو الأكبر. كقاعدة عامة ، عند الانتقال إلى أسفل المجموعة ، يزداد أنصاف أقطار جميع العناصر ، التساهمية و van der Waals.

الأكثر أهمية لعلماء الأحياء والأطباء تنسيق(متقبل المانح) الروابط التي تعتبرها كيمياء التنسيق.

المواد العضوية الحيوية الطبية. ك. بارشكوف

في الأمثلة المدروسة لتكوين رابطة كيميائية ، شارك زوج من الإلكترونات. يسمى هذا الاتصال غير مرتبط.في بعض الأحيان يسمى عادي ، أي عادي. عادة ما يتم الإشارة إلى هذا النوع من الاتصال بخط واحد يربط بين رموز الذرات المتفاعلة.

غيوم الإلكترون المتداخلة في خط مستقيم يربط بين نواتين يؤدي إلى سندات سيجما(س بوند). السند الواحد هو في معظم الحالات سندات.

تسمى الرابطة المكونة من تداخل المناطق الجانبية للسحب الإلكترونية p بي بوند(آي بوند). مزدوجو ثلاثيتتشكل الروابط بمشاركة اثنين وثلاثة أزواج من الإلكترونات ، على التوالي. السندات المزدوجة هي سندات واحدة وسندات i واحدة ، والرابطة الثلاثية عبارة عن سندات واحدة واثنين من سندات i.

دعونا نناقش تكوين الروابط في جزيئات الإيثان C 2 H 6 ، والإيثيلين C 2 H 4 ، والأسيتيلين C 2 H 2 والبنزين C 6 H ب.

الزوايا بين الروابط في الجزيء الإيثانمع. ؛ H (. تساوي تقريبًا بعضها البعض (الشكل 1.18 ، أ)ولا تختلف عن الزوايا بين روابط C-H في جزيء الميثان. لذلك ، يمكن افتراض أن غلاف الإلكترون الخارجي لذرات الكربون في حالة تهجين $ p 3. يكون جزيء C 2 H 6 مغناطيسيًا ولا يحتوي على عزم كهربائي ثنائي القطب. طاقة الرابطة C-C هي -335 kJ / mol. جميع الروابط في جزيء C 9 H 6 عبارة عن روابط أ.

في جزيء الإيثيلينزوايا الرابطة C 2 H 4 حوالي 120 درجة لكل منهما. من هذا يمكننا أن نستنتج أن التهجين $ p 2 لمدارات الإلكترون الخارجية لذرة الكربون (الشكل 1.18 ، ب).تقع روابط C-H في نفس المستوى بزوايا تبلغ حوالي 120 درجة. تحتوي كل ذرة كربون على مداري p غير هجين

أرز. 1.18 نماذج من جزيئات الإيثان ( أ ) والإيثيلين (ب) والأسيتيلين (ج)

يحمل إلكترونًا واحدًا. تقع هذه المدارات بشكل عمودي على مستوى الشكل.

طاقة الرابطة بين ذرات الكربون في جزيء إيثيلين C 2 H 4 هي -592 كيلو جول / مول. إذا تم ربط ذرات الكربون بنفس الرابطة الموجودة في جزيء الإيثان ، فإن طاقات الربط في هذه الجزيئات ستكون قريبة.

ومع ذلك ، فإن طاقة الربط بين ذرات الكربون في الإيثان تبلغ 335 كيلوجول / مول ، وهو ما يقرب من مرتين أقل من الإيثيلين. يفسر هذا الاختلاف الكبير في طاقات الربط بين ذرات الكربون في جزيئات الإيثيلين والإيثان من خلال التفاعل المحتمل لمدارات p غير الهجينة ، والتي في الشكل. 1.18 ، ب مصورة بخطوط متموجة. الاتصال المتشكل بهذه الطريقة يسمى I-connection.

في جزيء الإيثيلين C 2 H 4 ، أربعة روابط CH ، كما هو الحال في جزيء الميثان CH 4 ، هي روابط a ، والرابطة بين ذرات الكربون عبارة عن رابطة a ورابطة p ، أي رابطة مزدوجة ، وتكتب صيغة الإيثيلين في صورة H 2 C = CH 2.

يكون جزيء الأسيتيلين C 2 H 2 خطيًا (الشكل 1.18 ، الخامس ) ، والذي يتحدث لصالح التهجين sp. طاقة الرابطة بين ذرات الكربون هي -811 kJ / mol ، مما يشير إلى وجود رابطة a واحدة واثنين من الرابطة n ، أي إنها رابطة ثلاثية. تتم كتابة صيغة الأسيتيلين بالشكل HC = CH.

أحد الأسئلة الصعبة في الكيمياء هو تحديد طبيعة الروابط بين ذرات الكربون فيما يسمى المركبات العطرية ، على وجه الخصوص ، في جزيء البنزين C 6 H (.. جزيء البنزين مسطح ، والزوايا بين روابط ذرات الكربون متساوية في

أرز. 1.19

أ -نموذج الصيغة: 6 - ^ -orbitals من ذرات الكربون والروابط بين ذرات الكربون وذرات الكربون والهيدروجين ؛ الخامس- p- سكان و l- وصلات بين

ذرات الكربون

120 درجة ، مما يسمح لنا بافتراض تهجين المدارات الخارجية لذرات الكربون. عادة ، يتم تصوير جزيء البنزين كما هو موضح في أرز. 1.19, أ.

يبدو أنه في البنزين يجب أن تكون الرابطة بين ذرات الكربون أطول من الرابطة المزدوجة C = C ، لأنها أقوى. ومع ذلك ، تظهر دراسة بنية جزيء البنزين أن جميع المسافات بين ذرات الكربون في حلقة البنزين متساوية.

يمكن تفسير هذه الميزة للجزيء بشكل أفضل من خلال حقيقة أن المدارات p غير المهجنة لجميع ذرات الكربون متداخلة مع أجزاء "جانبية" (الشكل 1.19 ، ب)لذلك ، جميع المسافات الداخلية بين ذرات الكربون متساوية. على التين. 1.19 الخامسيُظهر الروابط بين ذرات الكربون المتكونة من التداخل sp2-مدارات هجينة.

طاقة الرابطة بين الذرات كربونفي جزيء البنزين C 6 H 6 هو -505 كيلوجول / مول ، وهذا يشير إلى أن هذه الروابط وسيطة ما بينروابط مفردة ومزدوجة. لاحظ أن إلكترونات المدارات p في جزيء البنزين تتحرك على طول مغلق سداسي الزوايا،و هم غير محدد(لا يشير إلى أي مكان محدد).

إن القوى التي تربط الذرات ببعضها البعض لها نفس الطبيعة الكهربائية. ولكن بسبب الاختلاف في آلية تكوين ومظهر هذه القوى ، يمكن أن تكون الروابط الكيميائية من أنواع مختلفة.

يميز ثلاثةرائد نوعالتكافؤ رابطة كيميائية: التساهمية والأيونية والمعدنية.

بالإضافة إلى ذلك ، من الأهمية بمكان وتوزيعها: هيدروجينالاتصال الذي قد يكون التكافؤ و غير متكافئ و غير التكافؤ الرابطة الكيميائية - م بين الجزيئات (أو فان دير فالسو) ،تشكيل روابط صغيرة نسبيًا من الجزيئات والمجموعات الجزيئية الضخمة - الهياكل النانوية الفائقة والجزيئية.

الرابطة الكيميائية التساهمية (ذري ، هوموبولار) -

هو - هي نفذت الرابطة الكيميائية جنرال لواء لتفاعل الذرات واحد-ثلاثةأزواج من الإلكترونات .

هذا الاتصال اثنان إلكترونو مركزين(يربط نواتين ذريتين).

في هذه الحالة ، تكون الرابطة التساهمية الأكثر شيوعًا والأكثر شيوعًا نوع الرابطة الكيميائية التكافؤ في المركبات الثنائية - بين أ) ذرات من اللافلزات و ب) ذرات الفلزات المذبذبة و اللافلزات.

أمثلة: HH (في جزيء الهيدروجين H 2) ؛ أربعة روابط S-O (في SO 4 2- أيون) ؛ ثلاث روابط Al-H (في جزيء AlH 3) ؛ Fe-S (في جزيء FeS) ، إلخ.

الخصائص الرابطة التساهمية - اتجاهو التشبع.

توجيه - أهم خاصية للرابطة التساهمية ، من

والتي تعتمد على التركيب (التكوين والهندسة) للجزيئات والمركبات الكيميائية. يحدد الاتجاه المكاني للرابطة التساهمية التركيب الكيميائي والكيميائي البلوري للمادة. الرابطة التساهمية يتم توجيهها دائمًا في اتجاه الحد الأقصى من التداخل بين المدارات الذرية لإلكترونات التكافؤ تتفاعل الذرات ، مع تكوين سحابة إلكترونية مشتركة وأقوى رابطة كيميائية. توجيه معبرًا عنها في شكل زوايا بين اتجاهات ارتباط الذرات في جزيئات المواد المختلفة وبلورات المواد الصلبة.

التشبع هي خاصية، والذي يميز الرابطة التساهمية عن جميع أنواع تفاعل الجسيمات الأخرى ، ويتجلى في قدرة الذرات على تكوين عدد محدود من الروابط التساهمية، حيث يتم تشكيل كل زوج من الإلكترونات الملزمة فقط التكافؤالإلكترونات ذات الدوران المعاكس ، وعددها محدود في الذرة التكافؤ ، 1 - 8.في هذه الحالة ، يُمنع استخدام نفس المدار الذري مرتين لتكوين رابطة تساهمية (مبدأ باولي).

التكافؤ - هذه هي قدرة الذرة على ربط أو استبدال عدد معين من الذرات الأخرى بتكوين روابط كيميائية تكافؤ.

حسب نظرية السبين الرابطة التساهمية التكافؤ عازم عدد الإلكترونات غير المزاوجة في ذرة في الأرض أو الحالة المثارة .

وهكذا ، لعناصر مختلفة القدرة على تكوين عدد معين من الروابط التساهمية يقتصر على الاستلام أقصى عدد من الإلكترونات غير المزاوجة في الحالة المثارة لذراتهم.

حالة متحمس للذرة - هذه هي حالة الذرة ذات الطاقة الإضافية التي تستقبلها من الخارج مسببة تبخيرتشغل الإلكترونات المضادة الموازية مدارًا ذريًا واحدًا ، أي انتقال أحد هذه الإلكترونات من حالة مقترنة إلى مدار حر (شاغر) نفس الشيء أو أغلق مستوى الطاقة.

على سبيل المثال، مخطط حشوة س- ، r-AOو التكافؤ (الخامس)في ذرة الكالسيوم سا في المقام الأول و حالة حماس الأتى:

وتجدر الإشارة إلى أن الذرات مع روابط التكافؤ المشبعةيمكن أن تشكل روابط تساهمية إضافيةبواسطة متبرع متقبل أو آلية أخرى (على سبيل المثال ، في المركبات المعقدة).

الرابطة التساهمية ربماقطبي والغير قطبي .

الرابطة التساهمية الغير قطبي , هإذا إلكترونات التكافؤ الاجتماعي بالتساوي موزعة بين نوى الذرات المتفاعلة ، تنجذب منطقة المدارات الذرية المتداخلة (سحب الإلكترون) بواسطة كلا النواتين بنفس القوة وبالتالي الحد الأقصى كثافة الإلكترون الكلية غير متحيزة تجاه أي منهما.

يحدث هذا النوع من الرابطة التساهمية عند اثنين مطابقذرات العنصر. الرابطة التساهمية بين الذرات المتماثلة وتسمى أيضا الذري أو هوموبولار .

قطبي الإتصال ينشأ أثناء تفاعل ذرتين من عناصر كيميائية مختلفة ، إذا كانت إحدى الذرات ترجع إلى قيمة أكبركهرسلبية يجذب إلكترونات التكافؤ بقوة أكبر ، ثم تتحول كثافة الإلكترون الكلية إلى حد ما نحو هذه الذرة.

مع وجود رابطة قطبية ، يكون احتمال العثور على إلكترون في نواة إحدى الذرات أعلى من احتمال العثور على إلكترون في نواة إحدى الذرات.

السمة النوعية للقطب مجال الاتصالات -

فرق الكهربية النسبية (| ‌‌‌‌‌‌‌‌‌∆OEE |)‌‌‌ ذات صلة ذرات : كلما زاد حجمها ، كلما كانت الرابطة التساهمية أكثر قطبية.

الخصائص الكمية للقطب مجال الاتصالات،أولئك. مقياس قطبية رابطة وجزيء معقد - عزم كهربائي ثنائي القطب μ شارع. ، يساوي الشغلشحنة فعالة δ لكل طول ثنائي القطب لتر د : μ شارع. = δ ∙ ل د . وحدة قياس μ شارع.- ديباي. 1 ديب = 3,3.10 -30 سم.

ثنائي القطب الكهربائي - هذا نظام محايد كهربائيًا لشحنتين كهربائيتين متساويتين ومتعاكستين في الإشارة + δ و - δ .

عزم ثنائي الاقطاب (عزم كهربائي لثنائي القطب μ شارع. ) – كمية ناقلات . من المقبول عمومًا أن اتجاه متجه من (+) إلى (-) اعواد الكبريت مع اتجاه إزاحة منطقة كثافة الإلكترون الكلية(مجموع السحابة الإلكترونية) ذرات مستقطبة.

العزم العام ثنائي القطب لجزيء متعدد الذرات معقد يعتمد على العدد والتوجه المكاني للروابط القطبية فيه. وبالتالي ، فإن تحديد لحظات ثنائي القطب يجعل من الممكن الحكم ليس فقط على طبيعة الروابط في الجزيئات ، ولكن أيضًا على موقعها في الفضاء ، أي حول التكوين المكاني للجزيء.

مع زيادة اختلاف الكهربية | ‌‌‌‌‌‌‌‌‌∆OEE | ‌‌‌ الذرات التي تشكل رابطة ، تزداد العزم الكهربائي لثنائي القطب.

وتجدر الإشارة إلى أن تحديد عزم السندات ثنائي القطب مشكلة معقدة وليست قابلة للحل دائمًا (تفاعل الرابطة ، اتجاه غير معروف μ شارع.إلخ.).

طرق ميكانيكا الكم لوصف الرابطة التساهمية – يشرح آلية تكوين الرابطة التساهمية.

أجرى من قبل W. Geytler و F. London ، الألمانية. العلماء (1927) ، فإن حساب توازن الطاقة لتكوين رابطة تساهمية في جزيء الهيدروجين H 2 جعل من الممكن جعل استنتاج: طبيعة الرابطة التساهمية ، مثل أي نوع آخر من الروابط الكيميائية ، تقع فيالتفاعل الكهربائي الذي يحدث في ظل ظروف النظام الميكانيكي الكمومي.

لوصف آلية تكوين الرابطة الكيميائية التساهمية ، استخدم طريقتان تقريبيتان لميكانيكا الكم :

سندات التكافؤ و المدارات الجزيئية – ليست حصرية ، ولكنها متكاملة.

2.1. طريقة رابطة التكافؤ (MVS أوأزواج الإلكترون المترجمة ), اقترحه دبليو جيتلير وف.لندن في عام 1927 ، يقوم على ما يلي الأحكام :

1) تنشأ رابطة كيميائية بين ذرتين نتيجة التداخل الجزئي للمدارات الذرية مع تكوين كثافة إلكترون مشتركة لزوج من الإلكترونات مع دوران معاكس ، أعلى مما هو عليه في مناطق الفضاء الأخرى حول كل نواة ؛

2) التساهمية تتشكل الرابطة فقط عندما تتفاعل الإلكترونات ذات السبينات المضادة للتوازي، بمعنى آخر. مع أرقام الكم تدور معاكسة م س = + 1/2 ;

3) يتم تحديد خصائص الرابطة التساهمية (الطاقة ، الطول ، القطبية ، إلخ)رأي اتصالات (σ –, π –, δ –), درجة تداخل AO(كلما زاد حجمها ، كانت الرابطة الكيميائية أقوى ، أي كلما زادت طاقة الرابطة وطولها أقصر) ، كهرسلبيةتتفاعل الذرات

4) يمكن تكوين رابطة تساهمية بواسطة MVS طريقتان (آليتان) ، مختلفة اختلافًا جذريًا ، ولكن لها نفس النتيجة – التنشئة الاجتماعية لزوج من إلكترونات التكافؤ عن طريق الذرات المتفاعلة: أ) التبادل ، بسبب تداخل المدارات الذرية ذات الإلكترون الواحد مع يدور الإلكترون المعاكس ، متي تساهم كل ذرة بإلكترون واحد لكل رابطة في التداخل - يمكن أن تكون الرابطة قطبية أو غير قطبية، ب) المتبرع المتلقي ، بسبب اثنين من الإلكترون AO لذرة واحدة والمدار الحر (الشاغر) للآخر ، تشغيل إلى من توفر ذرة واحدة (متبرع) ارتباطًا بزوج من الإلكترونات في المدار في حالة زوجية ، وتوفر الذرة الأخرى (المستقبِل) مدارًا مجانيًا.هذا يؤدي إلى الرابطة القطبية.

2.2. مركب (التنسيق) مركبات, العديد من الأيونات الجزيئية المعقدة ،(الأمونيوم ، البورون رباعي هيدريد ، إلخ) تتشكل في وجود رابطة متبرع متقبل - وبعبارة أخرى ، رابطة تنسيق.

على سبيل المثال ، في تفاعل تكوين أيون الأمونيوم NH 3 + H + = NH 4 + جزيء الأمونيا NH 3 هو مانح زوج الإلكترون ، والبروتون H + هو متقبل.

في التفاعل ВН 3 + Н - = ВН 4 - أيون الهيدريد Н - يلعب دور مانح زوج الإلكترون ، وجزيء هيدريد البورون ВН 3 ، حيث يوجد AO شاغر ، يلعب دور المستقبل.

تعدد الرابطة الكيميائية. روابط σ -, π – , δ –.

يتم تحقيق أقصى تداخل لأنواع مختلفة من AO (مع إنشاء أقوى روابط كيميائية) مع اتجاهها المحدد في الفضاء ، نظرًا لاختلاف شكل سطح طاقتها.

يحدد نوع AO واتجاه تداخلها σ -, π – , δ - روابط:

σ (سيجما) – الإتصال – إنه دائما اسند دينار (بسيط) الناشئة عن التداخل الجزئي زوج واحد س -, ص x -, د - هيئة الأوراق الماليةعلى طول المحور , ربط النواة تتفاعل الذرات.

السندات الفردية دائمانكون σ - روابط.

سندات متعددة – π (باي) - (ايضا δ (دلتا )-روابط)،مزدوج أو ثلاثي يتم تنفيذ الروابط التساهمية على التوالياثنين أوثلاثة أزواج الإلكترونات عندما تتداخل مداراتها الذرية.

π (باي) - الإتصالنفذت عن طريق التداخل ص ذ -, ص ض - و د - هيئة الأوراق الماليةتشغيل كلا جانبي المحور الذي يربط النوى ذرات في الطائرات المتعامدة بشكل متبادل ;

δ (دلتا )- الإتصاليحدث عند التداخل اثنين من المدارات د تقع في طائرات متوازية .

الأكثر دواما σ -, π – , δ - روابطهو σ - السندات ، لكن π - اتصالات على أساس σ - السندات ، وشكل أقوى روابط متعددة: مزدوجة وثلاثية.

أي رابطة مزدوجة يتكون من واحد σ – و واحد π – روابط، ثلاثي - من واحدσ – و اثنينπ – روابط.