الرابطة الكيميائية ص. أنواع الروابط الكيميائية. الرابطة الكيميائية الأيونية

لا توجد ذرات معظم العناصر بشكل منفصل، حيث يمكنها التفاعل مع بعضها البعض. ينتج عن هذا التفاعل جسيمات أكثر تعقيدًا.

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

الإلكترونات الموجودة على المستويات الإلكترونية الخارجية (إلكترونات التكافؤ)، كونها الأبعد عن النواة، تتفاعل معها بشكل أضعف، وبالتالي تكون قادرة على الانفصال عن النواة. وهي مسؤولة عن ربط الذرات ببعضها البعض.

أنواع التفاعلات في الكيمياء

ويمكن عرض أنواع الروابط الكيميائية في الجدول التالي:

خصائص الرابطة الأيونية

التفاعل الكيميائي الذي يحدث بسبب الجذب الأيونيوجود شحنات مختلفة يسمى الأيونية. يحدث هذا إذا كانت الذرات المرتبطة بها لديها اختلاف كبير في السالبية الكهربية (أي القدرة على جذب الإلكترونات) ويذهب زوج الإلكترون إلى العنصر الأكثر سالبية كهربية. نتيجة نقل الإلكترونات من ذرة إلى أخرى هي تكوين جسيمات مشحونة - أيونات. ينشأ جاذبية بينهما.

لديهم أدنى مؤشرات السالبية الكهربية المعادن النموذجية، وأكبرها هي المعادن غير المعدنية. وبالتالي تتشكل الأيونات من خلال التفاعل بين المعادن النموذجية واللافلزات النموذجية.

تصبح ذرات الفلزات أيونات موجبة الشحنة (كاتيونات)، مانحة الإلكترونات إلى مستوياتها الإلكترونية الخارجية، وتستقبل اللافلزات الإلكترونات، وبالتالي تتحول إلى مشحون سلبياالأيونات (الأنيونات).

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

الرابطة الأيونية غير اتجاهية وغير مشبعة، لأن التفاعل الكهروستاتيكي يحدث في جميع الاتجاهات، وبالتالي يمكن للأيون أن يجذب الأيونات ذات الإشارة المعاكسة في جميع الاتجاهات.

ترتيب الأيونات بحيث يوجد حول كل منها عدد معين من الأيونات المشحونة بشكل معاكس. مفهوم "الجزيء" للمركبات الأيونية لا معنى له.

أمثلة على التعليم

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

نا 0 - 1 ه = نا + (كاتيون)

الكلورين 0 + 1 ه = الكلور - (أنيون)

في كلوريد الصوديوم، هناك ستة أنيونات كلوريد حول كاتيونات الصوديوم، وستة أيونات صوديوم حول كل أيون كلوريد.

عند حدوث التفاعل بين الذرات في كبريتيد الباريوم، تحدث العمليات التالية:

با 0 - 2 ه = با 2+

ق 0 + 2 ه = ق 2-

يتبرع Ba بإلكترونيه إلى الكبريت، مما يؤدي إلى تكوين أنيونات الكبريت S 2 وكاتيونات الباريوم Ba 2+.

الرابطة الكيميائية المعدنية

عدد الإلكترونات الموجودة في مستويات الطاقة الخارجية للمعادن صغير، ويمكن فصلها بسهولة عن النواة. ونتيجة لهذا الانفصال، يتم تشكيل أيونات المعادن والإلكترونات الحرة. وتسمى هذه الإلكترونات "غاز الإلكترون". تتحرك الإلكترونات بحرية في جميع أنحاء حجم المعدن وترتبط وتنفصل باستمرار عن الذرات.

هيكل المادة المعدنية هو كما يلي: الشبكة البلورية هي الهيكل العظمي للمادة، وبين عقدها يمكن للإلكترونات أن تتحرك بحرية.

ويمكن إعطاء الأمثلة التالية:

ملغ - 2e<->ملغ 2+

خدمات العملاء الإلكترونية<->خدمات العملاء +

كاليفورنيا - 2ه<->Ca2+

الحديد-3e<->الحديد 3+

تساهمية: قطبية وغير قطبية

النوع الأكثر شيوعًا من التفاعل الكيميائي هو الرابطة التساهمية. لا تختلف قيم السالبية الكهربية للعناصر المتفاعلة بشكل حاد، لذلك يحدث فقط تحول لزوج الإلكترون المشترك إلى ذرة أكثر سالبية كهربية.

يمكن تشكيل التفاعلات التساهمية عن طريق آلية التبادل أو آلية المانح والمتلقي.

وتتحقق آلية التبادل إذا كانت كل ذرة تحتوي على إلكترونات غير متزاوجة على المستويات الإلكترونية الخارجية ويؤدي تداخل المدارات الذرية إلى ظهور زوج من الإلكترونات ينتمي بالفعل إلى الذرتين. عندما يكون لإحدى الذرات زوج من الإلكترونات على المستوى الإلكتروني الخارجي، والأخرى لها مدار حر، فعند تداخل المدارات الذرية، يتم مشاركة زوج الإلكترونات ويتفاعل وفق آلية المانح والمستقبل.

وتنقسم التساهمية حسب التعدد إلى:

• بسيطة أو منفردة؛
• مزدوج؛
• ثلاث مرات.

تضمن الأزواج المزدوجة مشاركة زوجين من الإلكترونات في وقت واحد، وثلاثية - ثلاثة.

حسب توزيع كثافة الإلكترون (القطبية) بين الذرات المرتبطة، تنقسم الرابطة التساهمية إلى:

• الغير قطبي؛
• القطبية.

تتكون الرابطة غير القطبية من ذرات متماثلة، بينما تتكون الرابطة القطبية من اختلاف السالبية الكهربية.

ويسمى تفاعل الذرات ذات السالبية الكهربية المماثلة بالرابطة غير القطبية. لا ينجذب الزوج المشترك من الإلكترونات في مثل هذا الجزيء إلى أي من الذرتين، ولكنه ينتمي إلى كليهما بالتساوي.

تفاعل العناصر المختلفة في السالبية الكهربية يؤدي إلى تكوين روابط قطبية. في هذا النوع من التفاعل، تنجذب أزواج الإلكترونات المشتركة إلى العنصر الأكثر سالبية كهربية، لكنها لا تنتقل إليه بالكامل (أي لا يحدث تكوين الأيونات). ونتيجة لهذا التحول في كثافة الإلكترونات، تظهر شحنات جزئية على الذرات: كلما كانت الذرات ذات سالبية كهربية أكبر تكون لها شحنة سالبة، والأقل في سالبية كهربية تكون لها شحنة موجبة.

خصائص وخصائص التساهمية

الخصائص الرئيسية للرابطة التساهمية:

• يتم تحديد الطول من خلال المسافة بين نوى الذرات المتفاعلة.
• يتم تحديد القطبية من خلال إزاحة السحابة الإلكترونية نحو إحدى الذرات.
• الاتجاهية هي خاصية تكوين روابط موجهة في الفضاء، وبالتالي، جزيئات 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 اللازمة لكسر الرابطة تحدد قوتها.

مثال على التفاعل التساهمي غير القطبي يمكن أن يكون جزيئات الهيدروجين (H2)، الكلور (Cl2)، الأكسجين (O2)، النيتروجين (N2) وغيرها الكثير.

H · + ·H → يحتوي جزيء H-H على رابطة غير قطبية واحدة،

O: + :O → O=O يحتوي الجزيء على جزيء غير قطبي مزدوج،

Ṅ: + Ṅ: → N≡N الجزيء ثلاثي غير قطبي.

تشمل أمثلة الروابط التساهمية للعناصر الكيميائية جزيئات ثاني أكسيد الكربون (CO2) وأول أكسيد الكربون (CO)، وكبريتيد الهيدروجين (H2S)، وحمض الهيدروكلوريك (HCL)، والماء (H2O)، والميثان (CH4)، وأكسيد الكبريت (SO2) و آخرين كثر .

في جزيء ثاني أكسيد الكربون، العلاقة بين ذرات الكربون والأكسجين هي علاقة قطبية تساهمية، لأن الهيدروجين الأكثر سالبية كهربية يجذب كثافة الإلكترونات. يحتوي الأكسجين على إلكترونين غير متزاوجين في غلافه الخارجي، بينما يمكن للكربون توفير أربعة إلكترونات تكافؤ لتشكيل التفاعل. ونتيجة لذلك، تتشكل روابط مزدوجة ويبدو الجزيء كما يلي: O=C=O.

من أجل تحديد نوع الرابطة في جزيء معين، يكفي النظر في الذرات المكونة له. تشكل المواد المعدنية البسيطة رابطة معدنية، وتشكل المعادن مع اللافلزات رابطة أيونية، وتشكل المواد اللافلزية البسيطة رابطة تساهمية غير قطبية، وتتكون الجزيئات التي تتكون من لافلزات مختلفة من خلال رابطة تساهمية قطبية.

BC Leon هي شركة مراهنات رائدة عبر الإنترنت في سوق المقامرة. تولي الشركة اهتمامًا خاصًا للتشغيل المتواصل للخدمة. يتم أيضًا تحسين وظائف البوابة باستمرار. لراحة المستخدمين، تم إنشاء مرآة ليون.

اذهب إلى المرآة

ما هي مرآة ليون.

للوصول إلى البوابة الرسمية لـ BC Leon، عليك استخدام المرآة. توفر مرآة العمل للمستخدم العديد من المزايا مثل:

• مجموعة متنوعة من الأحداث الرياضية التي لديها احتمالات عالية؛
• وإتاحة الفرصة للعب في الوضع المباشر، وستكون مشاهدة المباريات تجربة ممتعة؛
• مواد مفصلة بشأن المسابقات التي عقدت؛
• واجهة مريحة يمكن حتى للمستخدم عديم الخبرة أن يفهمها بسرعة.

مرآة العمل هي نسخة من البوابة الرسمية. لديها وظائف متطابقة وقاعدة بيانات متزامنة. ونتيجة لذلك، لا تتغير معلومات حسابك. لقد قدم المطورون القدرة على منع مرآة العمل، وفي مثل هذه الحالات يتم توفير شيء آخر. يتم إرسال هذه النسخ الدقيقة والتحكم فيها بواسطة موظفي BC Leon. إذا كنت تستخدم مرآة فعالة، فيمكنك الوصول إلى البوابة الرسمية لـ BC Leon.

لن يواجه المستخدم صعوبة في العثور على مرآة، حيث أن قائمته تخضع للتحديث. مع الوصول المغلق، يُطلب من زائر الموقع تثبيت تطبيق ليون للهاتف المحمول على جهاز الكمبيوتر. تحتاج أيضًا إلى تغيير عنوان IP الخاص بك إلى بلد آخر باستخدام VPN. لتغيير موقع المستخدم أو المزود، تحتاج إلى استخدام المتصفح TOP.

قدم المطورون إمكانيات مختلفة لاستخدام المرآة. للقيام بذلك، يوجد على الجانب الأيمن من الموقع نقش "الوصول إلى الموقع"، ويسمح الزر الأخضر "تجاوز الحظر" للاعب بالانتقال إلى القائمة الفرعية وإضافة إشارة مرجعية عالمية إلى المتصفح.

يوفر تطبيق الهاتف المحمول أيضًا الراحة للمستخدم. إذا كنت بحاجة إلى معرفة العنوان الجديد لمرآة البوابة، فيمكنك الاتصال بالرقم المجاني. تتيح لك قناةleonbets_official على Telegram الوصول إلى المرآة. يتيح لك تطبيق Leonacsess لنظام التشغيل Windows الوصول دائمًا إلى الموقع. تسمح هذه الطرق للاعب بالوصول إلى مرآة العمل.

لماذا تم حجب موقع ليون الرئيسي؟

ويرجع ذلك إلى تصرفات خدمة Roskomnadzor. ويرجع ذلك إلى عدم وجود ترخيص لممارسة أنشطة صناعة الكتب. لم يحصل Blue Leon على ترخيص حتى لا يدفع اللاعب 13% على المكاسب.

كيفية التسجيل على مرآة Leonbets

التسجيل في هذا الموقع أسهل بكثير من التسجيل الرسمي. لا يحتاج المستخدم إلى التسجيل على بوابتين، الأمر الذي يستغرق ما يصل إلى يومين. إذا كنت تفضل مرآة العمل، فسيكون هذا الإجراء بسيطا قدر الإمكان.

للقيام بذلك، سيحتاج المستخدم فقط إلى ملء المعلومات المتعلقة بالاسم الكامل وجهات الاتصال. تحتاج أيضًا إلى تحديد العملة وتحديد تاريخ ميلادك وعنوان منزلك. تحتاج أيضًا إلى الاشتراك في النشرة الإخبارية. سيسمح لك ذلك بتلقي المعلومات بسرعة من وكلاء المراهنات. يحصل المستخدم المسجل على فرصة الوصول إلى حسابه الشخصي، مما يسمح له بالمراهنة على المباريات والأحداث. إذا ظهرت صعوبات، يمكنك الاتصال بالدعم الفني.

164039 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، تتكون رابطة كيميائية، أطلق عليها كوسل “ 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 تتبرع بالبروتونات ( 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 وجود أيونات المعادن.

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 مركب معقد، تعمل ذرة المعدن كمستقبل 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 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، الزئبق 2+، الكادميوم 2+، الرصاص 2+، آل 3+، تل 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 الذي يمثل حالة مقيدة 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 الجدول 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

الرابطة الكيميائية

الذرات المفردة غير موجودة في الطبيعة. تم العثور عليها جميعا في مركبات بسيطة ومعقدة، حيث يتم ضمان دمجها في الجزيئات من خلال تكوين روابط كيميائية مع بعضها البعض.

إن تكوين الروابط الكيميائية بين الذرات هو عملية طبيعية وعفوية، حيث يؤدي ذلك إلى انخفاض طاقة النظام الجزيئي، أي. طاقة النظام الجزيئي أقل من الطاقة الإجمالية للذرات المعزولة. هذه هي القوة الدافعة وراء تكوين الرابطة الكيميائية.

طبيعة الروابط الكيميائية هي كهرباء ساكنة، وذلك لأن الذرات عبارة عن مجموعة من الجسيمات المشحونة التي تعمل بينها قوى الجذب والتنافر، والتي تصل إلى حالة التوازن.

يتضمن تكوين الروابط إلكترونات غير متزاوجة موجودة في المدارات الذرية الخارجية (أو أزواج الإلكترونات الجاهزة) - إلكترونات التكافؤ، ويقولون إنه عندما تتشكل الروابط، تتداخل السحب الإلكترونية، مما ينتج عنه منطقة بين نوى الذرات حيث يكون احتمال العثور عليها الحد الأقصى لإلكترونات الذرتين.

الصورة، ص - العناصر	د – العناصر
التكافؤ هي إلكترونات المستوى الخارجي على سبيل المثال، ح +1) 1 ه 1س 1 1 إلكترون التكافؤ او +8)2 ه) 6 ه 1س 2 2س 22ف4 المستوى الخارجي لم يكتمل - 6 إلكترونات التكافؤ	التكافؤات هي إلكترونات المستوى الخارجي ود – إلكترونات المستوى ما قبل الخارجي على سبيل المثال , الكروم +24) 2ه) 8ه) 8ه+ 5ه )1ه 6 إلكترونات التكافؤ (5e+1e)

الرابطة الكيميائية - هذا هو تفاعل الذرات الذي يتم عن طريق تبادل الإلكترونات.

عند تكوين رابطة كيميائية، تميل الذرات إلى الحصول على غلاف خارجي مستقر مكون من ثمانية إلكترونات (أو ثنائي الإلكترون - H، He)، يتوافق مع بنية ذرة أقرب غاز خامل، أي. أكمل مستواك الخارجي.

تصنيف الروابط الكيميائية.

1. وفقا لآلية تكوين الروابط الكيميائية.

أ) تبادل ، عندما تشكل الذرتان رابطة توفر لها إلكترونات غير متزاوجة.

على سبيل المثال، تكوين جزيئات الهيدروجين H2 والكلور Cl2:

ب) المانح المتقبل ، عندما توفر إحدى الذرات زوجًا جاهزًا من الإلكترونات (المانحة) لتكوين الرابطة، وتوفر الذرة الثانية مدارًا حرًا فارغًا.

على سبيل المثال تكوين أيون الأمونيوم (NH4) + (الجسيم المشحون):

2. بواسطة طريقة تداخل المدارات الإلكترونية.

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

على سبيل المثال،

ح 2 σ (ق -ق )

الكلورين 2 σ(ص)

حمض الهيدروكلوريكσ(س-ع)

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

3. وفقا لطريقة تحقيق قذيفة إلكترونية كاملة.

تسعى كل ذرة إلى إكمال غلافها الإلكتروني الخارجي، وقد يكون هناك عدة طرق لتحقيق هذه الحالة.

علامة المقارنة	تساهمية		أيوني	معدن
	الغير قطبي	القطبية
كيف يتم الحصول على غلاف إلكتروني كامل؟	التنشئة الاجتماعية للإلكترونات	التنشئة الاجتماعية للإلكترونات	النقل الكامل للإلكترونات وتكوين الأيونات (الجسيمات المشحونة).	تقاسم الإلكترونات بين جميع الذرات في البلورات. صر
ما الذرات المعنية؟	غبي - غبي EO = EO	1) نيميث-نيميث 1 2) الميث – غير الميثامفيتامين منظمة أصحاب العمل < ЭО	ميث + [صامت] - منظمة أصحاب العمل << منظمة أصحاب العمل	تحتوي العقد على كاتيونات وذرات معدنية. يتم الاتصال عن طريق الإلكترونات التي تتحرك بحرية في الفضاء الخلالي.
∆ج = EO 1 - EO 2		< 1,7	> 1,7
أمثلة	مواد بسيطة - غير المعادن.

الأساس الأساسي للترابط الكيميائي هو نظرية التركيب الكيميائي لـ A. M. Butlerov(1861)، والتي بموجبها تعتمد خصائص المركبات على طبيعة وعدد الجزيئات المكونة لها وتركيبها الكيميائي. ولم يتم تأكيد هذه النظرية بالنسبة للمواد العضوية فحسب، بل بالنسبة للمواد غير العضوية أيضًا، لذا ينبغي اعتبارها نظرية أساسية في الكيمياء.

مفهوم الرابطة الكيميائية

تتكون معظم المواد البسيطة وجميع المواد المعقدة (المركبات) من ذرات تتفاعل مع بعضها البعض بطريقة معينة. وبعبارة أخرى، يتم إنشاء رابطة كيميائية بين الذرات.

الرابطة الكيميائية- ظاهرة إلكترونية تتمثل في أن إلكترونًا واحدًا على الأقل كان في مجال قوة نواتها يجد نفسه في مجال قوة نواة أخرى أو عدة نوى في نفس الوقت. عند تكوين رابطة كيميائية، يتم إطلاق الطاقة دائمًا، أي: يجب أن تكون طاقة الجسيم الناتج أقل من الطاقة الإجمالية للجسيمات الأولية.

تُفهم الروابط الكيميائية على أنها أنواع مختلفة من التفاعلات التي تحدد الوجود المستقر للمركبات ثنائية ومتعددة الذرات: الجزيئات والأيونات والبلورات والمواد الأخرى.

تشمل السمات الرئيسية للرابطة الكيميائية ما يلي:

• انخفاض في الطاقة الإجمالية لنظام ثنائي أو متعدد الذرات مقارنة بالطاقة الإجمالية للجزيئات المعزولة التي يتكون منها هذا النظام؛
• إعادة توزيع كثافة الإلكترون في منطقة الرابطة الكيميائية مقارنة بالتراكب البسيط لكثافات الإلكترون للذرات غير المرتبطة تقرب من مسافة الرابطة.

الرابطة الكيميائية بطبيعتها هي التفاعل بين النوى المشحونة إيجابيا والإلكترونات سالبة الشحنة، وكذلك الإلكترونات مع بعضها البعض.

إن انتقال الإلكترون من ذرة إلى أخرى، مما يؤدي إلى تكوين أيونات مشحونة بشكل معاكس ذات تكوينات إلكترونية مستقرة، والتي ينشأ بينها الجذب الكهروستاتيكي، هو أبسط نموذج للترابط الأيوني:

X ⇒ س + + ه - ص+ه- ⇒ ص- X+Y-

معلمات الرابطة الكيميائية

يتم تنفيذ الرابطة الكيميائية س-و ص- الإلكترونات الخارجية و د-إلكترونات الطبقة الخارجية. وتتميز هذه العلاقة بالمعلمات التالية:

1. طول الرابطة هو المسافة بين النواة بين ذرتين مرتبطتين كيميائيا.
2. زاوية الرابطة - الزاوية بين الخطوط الوهمية التي تمر عبر مراكز الذرات المرتبطة كيميائيا.
3. طاقة السندات - كمية الطاقة المستهلكة لكسرها في الحالة الغازية.
4. تعدد الروابط - عدد أزواج الإلكترونات التي يتم من خلالها تنفيذ الروابط الكيميائية بين الذرات.

إذا قمنا بتقريب بروتونين من بعضهما البعض، فستنشأ بينهما قوى تنافر، ولا داعي للحديث عن الحصول على نظام مستقر. لنضع إلكترونًا واحدًا في مجالهم. قد تنشأ حالتان هنا.

الأول عندما يكون الإلكترون بين البروتونات (يسار)، والثاني عندما يكون خلف أحدهما (يمين).

وفي كلتا الحالتين، تنشأ قوى الجذب. في الحالة الأولى، يتم توجيه مكونات هذه القوى (الإسقاطات) على المحور الذي يمر عبر مراكز البروتونات في اتجاهين متعاكسين مع القوى التنافرية (على اليسار) ويمكن أن تعوض عنها. في هذه الحالة، ينشأ نظام مستقر للطاقة. وفي الحالة الثانية تكون مكونات قوى التجاذب موجهة في اتجاهات مختلفة (إلى اليمين) ويصعب الحديث عن موازنة القوى التنافرية بين البروتونات. ويترتب على ذلك أنه لكي تحدث رابطة كيميائية مع تكوين جزيء أو أيون، يجب أن تكون الإلكترونات موجودة في الغالب في الفضاء بين النووي. هذه المنطقة تسمى توصيل، لأن عند وجود الإلكترونات، تتشكل رابطة كيميائية. تسمى المنطقة الواقعة خلف النواة تخفيف، لأن وعندما تدخل الإلكترونات إليها، لا تتشكل رابطة كيميائية.

وبتطبيق منطق مماثل على جزيء الهيدروجين، يمكننا أن نتوصل إلى استنتاج مفاده أن ظهور إلكترون ثانٍ في منطقة الترابط يزيد من استقرار النظام. لذلك، لتكوين رابطة كيميائية مستقرة، يلزم وجود زوج إلكترون واحد على الأقل. يجب أن يكون دوران الإلكترون في هذه الحالة مضادًا للتوازي، أي. موجهة في اتجاهات مختلفة. يجب أن يكون تكوين الرابطة الكيميائية مصحوبًا بانخفاض في الطاقة الإجمالية للنظام.

دعونا نفكر في التغير في الطاقة الكامنة للنظام باستخدام مثال اقتراب ذرتين هيدروجين. عندما تكون الذرات على مسافة كبيرة جدًا من بعضها البعض، فإنها لا تتفاعل وتكون طاقة مثل هذا النظام قريبة من الصفر. ومع اقترابهما، تنشأ قوى تجاذب بين إلكترون ذرة ونواة ذرة أخرى، والعكس صحيح. وتتزايد هذه القوى عكسيا مع مربع المسافة بين الذرات. تنخفض طاقة النظام. عندما تقترب الذرات من بعضها البعض، تبدأ القوة التنافرية بين نواتها وإلكتروناتها في لعب دور. الزيادة في القوى التنافرية تتناسب عكسيا مع القوة السادسة للمسافة. يمر منحنى الطاقة الكامنة عند الحد الأدنى ثم يرتفع بشكل حاد.

المسافة المقابلة لموضع الحد الأدنى على المنحنى هي مسافة التوازن بين النواة وتحدد طول الرابطة الكيميائية. وبما أن الذرات الموجودة في الجزيء تشارك في الحركة الاهتزازية بالنسبة إلى موضع التوازن، فإن المسافة بينها تتغير باستمرار، أي أنها تتغير باستمرار. الذرات ليست مرتبطة بشكل صارم مع بعضها البعض. تتوافق مسافة التوازن مع قيمة متوسطة معينة عند درجة حرارة معينة. مع زيادة درجة الحرارة، يزيد سعة التذبذب. عند درجة حرارة عالية بما فيه الكفاية، يمكن للذرات أن تطير بعيدًا عن بعضها البعض لمسافة كبيرة بلا حدود، وهو ما يتوافق مع كسر الرابطة الكيميائية. يحدد عمق الحد الأدنى على طول محور الطاقة طاقة الرابطة الكيميائية، وقيمة هذه الطاقة، المأخوذة بالإشارة المعاكسة، ستكون مساوية لطاقة التفكك لجسيم ثنائي الذرة معين. إذا اجتمعت ذرات الهيدروجين، التي تحتوي إلكتروناتها على دوران متوازي، فلن تنشأ سوى قوى تنافر بين الذرات، وستزداد الطاقة الكامنة لمثل هذا النظام.

تسمى كمية الطاقة المنطلقة عند تكوين رابطة كيميائية طاقة الروابط الكيميائية EST. لها وحدة قياس [kJ/mol]. بالنسبة للمركبات متعددة الذرات التي لها روابط من نفس النوع، تعتبر طاقة الرابطة هي القيمة المتوسطة لها، ويتم حسابها عن طريق قسمة طاقة تكوين المركب من الذرات على عدد الروابط. على سبيل المثال، يتم تحديد طاقة الارتباط في الميثان عن طريق تقسيم طاقة تكوين الجزيء الفصل 4من ذرات الهيدروجين والكربون إلى أربع (1640: 4 = 410 كيلوجول/مول). كلما زادت طاقة الرابطة الكيميائية، زادت استقرار الجزيئات. على سبيل المثال، جزيء التردد العاليأكثر استقرارا من الجزيء هارفارد ب.

من الخصائص المهمة للرابطة الكيميائية طولها ل، يساوي المسافة بين النوى في الاتصال. يعتمد ذلك على حجم الأصداف الإلكترونية ودرجة تداخلها. هناك علاقة معينة بين طول الرابطة وطاقة الرابطة: مع انخفاض طول الرابطة، تزيد عادة طاقة الرابطة، وبالتالي استقرار الجزيئات. على سبيل المثال، في سلسلة هاليدات الهيدروجين من التردد العاليقبل أهلاًيزداد طول الرابطة وتقل طاقتها.

طاقات وأطوال بعض الروابط الكيميائية

اتصال	EST, كيلوجول / مول	ل, نانومتر	اتصال	EST, كيلوجول / مول	ل, نانومتر	اتصال	EST, كيلوجول / مول	ل, نانومتر	اتصال	EST, كيلوجول / مول	ل, نانومتر
	536	0,092		348	0,154		432	0,128		614	0,134
	360	0,142		495	0,121		299	0,162		839	0,120
	436	0,074		1040	0,113		380	0,134		940	0,110

أنواع الروابط الكيميائية

المشاركة في تكوين الروابط الكيميائية س-, ص-و د- الإلكترونات لها تكوينات هندسية مختلفة للسحب الإلكترونية وعلامات مختلفة للدوال الموجية في الفضاء. لكي تحدث الرابطة الكيميائية، من الضروري أن تتداخل أجزاء من الأغلفة الإلكترونية بنفس إشارة الدالة الموجية. وإلا فلن تتشكل رابطة كيميائية. يمكن تفسير هذا البيان بسهولة باستخدام مثال تراكب اثنين من الجيوب الأنفية، والتي، للتقريب الأول، يمكن تحديدها مع وظائف الموجة.

إذا تداخل جيبان بعلامات مختلفة في نفس المنطقة (على اليسار)، فسيكون إجمالي مكونهما مساويًا للصفر - لا يوجد اتصال. وفي الحالة المعاكسة، تتم إضافة سعات التذبذب ويتم تشكيل جيبية جديدة - ويتم تشكيل رابطة كيميائية (على اليمين).

اعتمادًا على تماثل السحب الإلكترونية، ونتيجة للتداخل الذي تتشكل منه رابطة كيميائية، سيكون للسحابة الإلكترونية الكلية تماثلات مختلفة، والتي بموجبها تنقسم إلى ثلاثة أنواع: σ -, π - و δ - روابط.

σ السندوتتم عندما تتداخل السحب على طول خط يصل بين مراكز الذرات، في حين تتحقق أقصى كثافة للإلكترونات في الفضاء بين النووي ويكون لها تناظر أسطواني نسبة إلى الخط الذي يربط بين مراكز الذرات. في التعليم σ -السندات، بسبب تماثلها الكروي، تشارك دائمًا س-الإلكترونات. أنها تشكل σ -رابطة نتيجة تداخل الإلكترونات التالية لذرة أخرى: س-, ص س-, د × 2 -ص 2-الإلكترونات. مع وجود الإلكترونات في مدارات أخرى، على سبيل المثال، روأو ص سفإن حدوث رابطة كيميائية أمر مستحيل، لأن التداخل يحدث في المناطق التي تكون فيها كثافة الإلكترونات لها علامات معاكسة. فرصة تعليمية σ -مجال الاتصالات س- لا تستنفد الإلكترونات، ويمكن أن تتشكل في حالة تداخل سحب إلكترونية أخرى مثل اثنتين ص سأو ص سو د × 2 -ص 2.

سندات πتحدث عندما تتداخل السحب الإلكترونية أعلى وأسفل الخط الذي يربط بين مراكز الذرات. كما أن مجموع سحب الإلكترونات تقع بشكل متناظر بالنسبة لهذا المحور، لكنها لا تتمتع بتماثل أسطواني كما في الحالة σ - روابط. نظرا لموقعها المكاني π - تتشكل الروابط بواسطة الإلكترونات في أزواج من المدارات مثل ص ص -ص ص,ص ض -ص ض,ص ص -د س ص.

δ السنداتالنموذج فقط د- الإلكترونات بسبب تداخل فصوصها الأربعة من السحب الإلكترونية الموجودة في مستويات متوازية. هذا ممكن عندما ينطوي تكوين الاتصالات د س ص - د ص ص, د XZ -د XZ, د ذ -د ذ-الإلكترونات.

وهناك نهج آخر لتصنيف الروابط الكيميائية، يعتمد على طبيعة توزيع كثافة الإلكترون بين الذرات في الجزيء، أي: تعتبر الرابطة الكيميائية من وجهة نظر انتماء زوج الإلكترون إلى ذرة أو أخرى. ثلاث حالات ممكنة:

1. يربط زوج الإلكترون ذرتين متطابقتين في الجزيء. وفي هذه الحالة، فهو ينتمي إلى كليهما بالتساوي. لا يوجد فصل بين مراكز ثقل الشحنات الموجبة والسالبة في الجزيء. أنها تتزامن، ويسمى مثل هذا الاتصال تساهمية غير قطبية.
2. إذا ربط زوج من الإلكترونات ذرتين مختلفتين، فإنه ينزاح نحو الذرة الأكثر سالبية كهربية. يتم فصل مراكز ثقل الشحنات الموجبة والسالبة، وتصبح الرابطة قطبية وتسمى الرابطة القطبية التساهمية.
3. وترتبط الحالة الثالثة بالنقل الكامل لزوج الإلكترون إلى حيازة إحدى الذرات. يحدث هذا أثناء تفاعل ذرتين تختلفان بشكل حاد في السالبية الكهربية، أي. القدرة على الاحتفاظ بزوج من الإلكترونات في مجالها الكهربائي. وفي هذه الحالة تصبح الذرة التي منحتها الإلكترونات أيونًا موجبًا، والذرة التي قبلتها تصبح سالبة. في هذه الحالة يتم استدعاء الاتصال أيوني.