آلية تكوين روابط الأكسجين الأيونية. الفصل الثالث. الروابط الكيميائية والبنية الجزيئية. تعريف الرابطة الأيونية

تظهر الرابطة الأيونية عندما تختلف السالبية الكهربية بشكل حاد عن بعضها البعض (على مقياس بولينج Δχ > 1.7)، ويحدث هذا أثناء تفاعل الأيونات المتكونة من عناصر تتميز بخصائص كيميائية مختلفة بشكل كبير.

الرابطة الأيونية عبارة عن تجاذب كهروستاتيكي بين الأيونات المشحونة بشكل معاكس والتي تتشكل نتيجة الإزاحة الكاملة لزوج إلكترون مشترك من ذرة عنصر واحد إلى ذرة عنصر آخر.

اعتمادًا على الخصائص الفردية لذرات بعض العناصر، فإن الاتجاه السائد هو فقدان الإلكترونات والتحول إلى أيونات موجبة الشحنة (كاتيونات)، في حين أن ذرات العناصر الأخرى، على العكس من ذلك، تميل إلى اكتساب الإلكترونات، وبالتالي تتحول إلى أيونات سالبة الشحنة. الأيونات (الأنيونات)، كما يحدث مع ذرات الصوديوم العادي والكلور اللافلزى النموذجي.

النموذج الشرطي لتكوين أيونات Na + و Cl - عن طريق النقل الكامل لإلكترون التكافؤ من ذرة الصوديوم إلى ذرة الكلور

تتحدد قدرة العناصر على تكوين أيونات بسيطة (أي قادمة من ذرة واحدة) من خلال التكوين الإلكتروني لذراتها المعزولة، وكذلك قيم السالبية الكهربية، وطاقات التأين، والتقارب الإلكتروني (الحد الأدنى المطلوب لتكوين أيونات بسيطة). إزالة إلكترون من الأيون السالب المقابل على مسافة لا نهائية). من الواضح أن الكاتيونات تتشكل بسهولة أكبر بواسطة ذرات العناصر ذات طاقات التأين المنخفضة - المعادن الأرضية القلوية والقلوية (Na، K، Cs، Rb، Ca، Ba، Sr، إلخ). يكون تكوين الكاتيونات البسيطة من العناصر الأخرى أقل احتمالا، لأن هذا يرتبط بإنفاق طاقة كبيرة لتأين الذرة.

تتشكل الأنيونات البسيطة بسهولة أكبر بواسطة عناصر p من المجموعة السابعة (Cl، Br، I) بسبب تقاربها الإلكتروني العالي. إن إضافة إلكترون واحد إلى ذرات O وS وN يصاحبه إطلاق طاقة. كما أن إضافة إلكترونات أخرى لتكوين أنيونات بسيطة مشحونة بشكل مضاعفة أمر غير موات من الناحية الطاقة.

ولذلك فإن المركبات التي تتكون من أيونات بسيطة تكون قليلة العدد. يتم تشكيلها بسهولة أكبر من خلال تفاعل الفلزات القلوية والفلزات القلوية الأرضية مع الهالوجينات.

خصائص الرابطة الأيونية

1. عدم الاتجاهية. تحدد الشحنات الكهربائية للأيونات جاذبيتها وتنافرها وتحدد بشكل عام التركيب الكيميائي للمركب. يمكن اعتبار الأيونات بمثابة كرات مشحونة تتوزع مجالات قوتها بشكل موحد في جميع الاتجاهات في الفضاء. لذلك، على سبيل المثال، في مركب NaCl، يمكن لأيونات الصوديوم Na+ أن تتفاعل مع أيونات الكلوريد Cl- في أي اتجاه، فتجذب عددًا معينًا منها.

عدم الاتجاهية هي خاصية الترابط الأيوني بسبب قدرة كل أيون على جذب الأيونات ذات الإشارة المعاكسة لنفسه في أي اتجاه.

لذا فإن عدم الاتجاهية تفسر بأن المجال الكهربائي للأيون له تماثل كروي ويتناقص مع المسافة في جميع الاتجاهات، وبالتالي فإن التفاعل بين الأيونات يحدث بغض النظر عن الاتجاه.

2. عدم التشبع.من الواضح أن تفاعل أيونين لهما إشارة متعاكسة لا يمكن أن يؤدي إلى تعويض متبادل كامل لمجالات قوتهما. لذلك، يحتفظ الأيون ذو الشحنة المحددة بالقدرة على جذب الأيونات الأخرى ذات الإشارة المعاكسة في جميع الاتجاهات. يقتصر عدد هذه الأيونات "المنجذبة" فقط على أحجامها الهندسية وقوى التنافر المتبادلة.

عدم التشبع هو خاصية الترابط الأيوني، والتي تتجلى في قدرة الأيون الذي لديه شحنة معينة على ربط أي عدد من الأيونات ذات الإشارة المعاكسة.

3. استقطاب الأيونات.في الرابطة الأيونية، يكون كل أيون، باعتباره حاملًا لشحنة كهربائية، مصدرًا لمجال كهربائي قوي، لذلك عندما تكون المسافة بين الأيونات قريبة، فإنها تؤثر بشكل متبادل على بعضها البعض.

استقطاب الأيون هو تشوه غلافه الإلكتروني تحت تأثير مجال القوة الكهربائية لأيون آخر.

4. الاستقطاب والقدرة على الاستقطاب للأيونات.أثناء الاستقطاب، تتعرض الإلكترونات الموجودة في الطبقة الخارجية لأقوى إزاحة. ولكن تحت تأثير نفس المجال الكهربائي، تتشوه الأيونات المختلفة بدرجات مختلفة. كلما كان ارتباط الإلكترونات الخارجية بالنواة أضعف، كان الاستقطاب أسهل.

الاستقطاب هو الإزاحة النسبية للنواة والغلاف الإلكتروني في أيون عند تعرضه للمجال الكهربائي لأيون آخر. القدرة الاستقطابية للأيونات هي قدرتها على إحداث تأثير مشوه على الأيونات الأخرى.

تعتمد قوة الاستقطاب على شحنة الأيون وحجمه. كلما زادت شحنة الأيون، كلما كان مجاله أقوى، أي أن الأيونات المشحونة المضاعفة لها قدرة استقطابية أكبر.

خصائص المركبات الأيونية

في الظروف العادية، توجد المركبات الأيونية كمواد صلبة بلورية لها نقاط انصهار وغليان عالية، وبالتالي تعتبر غير متطايرة. على سبيل المثال، درجة انصهار وغليان كلوريد الصوديوم هي 8010 درجة مئوية و14130 درجة مئوية، على التوالي، CaF 2 - 14180 درجة مئوية و25330 درجة مئوية. في الحالة الصلبة، لا توصل المركبات الأيونية كهرباء. وهي شديدة الذوبان في وفي ضعيفة أو غير قابلة للذوبان على الإطلاق في المذيبات غير القطبية(الكيروسين والبنزين). في المذيبات القطبية، تنفصل المركبات الأيونية (تتفكك) إلى أيونات. ويفسر ذلك حقيقة أن الأيونات لديها المزيد طاقات عاليةالذوبان، والتي تكون قادرة على تعويض طاقة التفكك إلى أيونات في الطور الغازي.

طول الرابط -المسافة النووية. وكلما كانت هذه المسافة أقصر، كانت الرابطة الكيميائية أقوى. يعتمد طول الرابطة على نصف قطر الذرات المكونة لها: كلما كانت الذرات أصغر، كانت الرابطة بينها أقصر. على سبيل المثال، طول الارتباط لا اقلمن طول الرابطة H-N (بسبب قلة تبادل ذرات الأكسجين).

الرابطة الأيونية هي حالة متطرفة من الرابطة التساهمية القطبية.

اتصال معدني.

الشرط الأساسي لتشكيل هذا النوع من الاتصال هو:

1) وجود عدد صغير نسبياً من الإلكترونات في المستويات الخارجية للذرات؛

2) وجود مدارات فارغة (شاغرة) على المستويات الخارجية لذرات المعدن

3) طاقة التأين منخفضة نسبيا.

دعونا نفكر في تكوين رابطة معدنية باستخدام الصوديوم كمثال. يمكن لإلكترون التكافؤ للصوديوم، الموجود في المستوى الفرعي 3s، أن يتحرك بسهولة نسبية عبر المدارات الفارغة للطبقة الخارجية: على طول 3p و 3d. عندما تقترب الذرات من بعضها البعض نتيجة لتشكيل شبكة بلورية، تتداخل مدارات التكافؤ للذرات المجاورة، مما يسمح للإلكترونات بالتحرك بحرية من مدار إلى آخر، مما يؤدي إلى إنشاء رابطة بين جميع ذرات البلورة المعدنية.

توجد في عقد الشبكة البلورية أيونات وذرات معادن مشحونة بشكل إيجابي، وبينها إلكترونات يمكنها التحرك بحرية في جميع أنحاء الشبكة البلورية. وتصبح هذه الإلكترونات مشتركة بين جميع ذرات وأيونات المعدن وتسمى "غاز الإلكترون". تسمى الرابطة بين جميع أيونات المعادن الموجبة الشحنة والإلكترونات الحرة في الشبكة البلورية المعدنية السندات المعدنية .

يرجع وجود الرابطة المعدنية إلى الخصائص الفيزيائيةالمعادن والسبائك: الصلابة، التوصيل الكهربائي، التوصيل الحراري، القابلية للطرق، الليونة، اللمعان المعدني. يمكن للإلكترونات الحرة أن تحمل الحرارة والكهرباء، لذا فهي السبب في الخصائص الفيزيائية الرئيسية التي تميز المعادن عن غير المعادن - الموصلية الكهربائية والحرارية العالية.

رابطة الهيدروجين.

رابطة الهيدروجينيحدث بين الجزيئات التي تحتوي على الهيدروجين والذرات التي تحتوي على نسبة عالية من EO (الأكسجين والفلور والنيتروجين). الروابط التساهمية H-O، H-F، H-N قطبية للغاية، مما يؤدي إلى تراكم شحنة موجبة زائدة على ذرة الهيدروجين، وشحنة سالبة زائدة على القطبين المعاكسين. بين الأقطاب المشحونة بشكل معاكس، تنشأ قوى الجذب الكهروستاتيكية - روابط الهيدروجين.

يمكن أن تكون الروابط الهيدروجينية إما بين الجزيئات أو داخل الجزيئات. طاقة الرابطة الهيدروجينية أقل بحوالي عشر مرات من طاقة الرابطة التساهمية التقليدية، ولكن مع ذلك، تلعب الروابط الهيدروجينية دورًا مهمًا في العديد من العمليات الفيزيائية والكيميائية والبيولوجية. على وجه الخصوص، جزيئات الحمض النووي هي حلزونات مزدوجة حيث ترتبط سلسلتين من النيوكليوتيدات بروابط هيدروجينية. يمكن تصوير الروابط الهيدروجينية بين الجزيئات بين جزيئات الماء وفلوريد الهيدروجين (بالنقاط) على النحو التالي:

المواد التي لها روابط هيدروجينية لها شبكات بلورية جزيئية. يؤدي وجود رابطة هيدروجينية إلى تكوين روابط جزيئية، وبالتالي زيادة في درجات الانصهار والغليان.

بالإضافة إلى الأنواع الرئيسية المدرجة من الروابط الكيميائية، هناك أيضًا قوى عالمية للتفاعل بين أي جزيئات لا تؤدي إلى كسر أو تكوين روابط كيميائية جديدة. تسمى هذه التفاعلات بقوى فان دير فالس. وهي تحدد جاذبية جزيئات مادة معينة (أو مواد مختلفة) لبعضها البعض في حالات التجميع السائلة والصلبة.

أنواع مختلفة من الروابط الكيميائية تحدد وجودها أنواع مختلفةالمشابك الكريستال (الجدول).

المواد التي تتكون من جزيئات لها التركيب الجزيئي. وتشمل هذه المواد جميع الغازات والسوائل والمواد الصلبة ذات الشبكة البلورية الجزيئية مثل اليود. تحتوي المواد الصلبة على شبكة ذرية أو أيونية أو معدنية هيكل غير جزيئي، ليس لديهم جزيئات.

طاولة

سمة من سمات الشبكة الكريستالية	نوع شعرية
جزيئي	أيوني	النووية	معدن
الجسيمات في العقد شعرية	الجزيئات	الكاتيونات والأنيونات	الذرات	الكاتيونات المعدنية والذرات
طبيعة العلاقة بين الجزيئات	قوى التفاعل بين الجزيئات (بما في ذلك الروابط الهيدروجينية)	الرابطة الأيونية	الروابط التساهمية	اتصال معدني
رابطة قوية	ضعيف	متين	متينة للغاية	نقاط قوة مختلفة
الخصائص الفيزيائية المميزة للمواد	ذوبان منخفض أو تسامي، صلابة منخفضة، كثير قابل للذوبان في الماء	حرارية، صلبة، هشة، كثيرة الذوبان في الماء. المحاليل والمصهورات توصل التيار الكهربائي	مقاوم جدًا، صعب جدًا، غير قابل للذوبان عمليًا في الماء	الموصلية الكهربائية والحرارية العالية، اللمعان المعدني، الليونة.
أمثلة على المواد	المواد البسيطة - اللافلزات (في الحالة الصلبة): Cl 2، F 2، Br 2، O 2، O 3، P 4، الكبريت، اليود (باستثناء السيليكون، الماس، الجرافيت)؛ مواد معقدة تتكون من ذرات غير معدنية (باستثناء أملاح الأمونيوم): الماء، الثلج الجاف، الأحماض، الهاليدات غير المعدنية: PCl 3، SiF 4، CBr 4، SF 6، المواد العضوية: الهيدروكربونات، الكحولات، الفينولات، الألدهيدات، الخ.	الأملاح: كلوريد الصوديوم، نترات الباريوم، إلخ؛ القلويات: هيدروكسيد البوتاسيوم، هيدروكسيد الكالسيوم، أملاح الأمونيوم: NH 4 Cl، NH 4 NO 3، إلخ، أكاسيد فلزية، نيتريدات، هيدريدات، إلخ. (مركبات المعادن مع اللافلزات)	الماس، الجرافيت، السيليكون، البورون، الجرمانيوم، أكسيد السيليكون (IV) - السيليكا، كربيد (كربوروندوم)، الفوسفور الأسود (P).	النحاس والبوتاسيوم والزنك والحديد والمعادن الأخرى
مقارنة المواد حسب درجات الانصهار والغليان.
	نظرًا لضعف قوى التفاعل بين الجزيئات، فإن هذه المواد لديها أدنى درجات الانصهار والغليان. علاوة على ذلك، كلما زاد الوزن الجزيئي للمادة، كلما ارتفع t 0 pl. لديها. الاستثناءات هي المواد التي يمكن لجزيئاتها تكوين روابط هيدروجينية. على سبيل المثال، يحتوي HF على t0 pl أعلى من حمض الهيدروكلوريك.	المواد لديها t عالية 0 رر، ولكن أقل من المواد ذات الشبكة الذرية. كلما زادت شحنات الأيونات الموجودة في مواقع الشبكة وقصرت المسافة بينها، زادت درجة انصهار المادة. على سبيل المثال، ر 0 ر. CaF 2 أعلى من t 0 pl. كف.	لديهم أعلى ر 0 ر. كلما كانت الرابطة بين الذرات في الشبكة أقوى، كلما ارتفع t 0 pl. لديه جوهر. على سبيل المثال، Si لديه t0 pl أقل من C.	تختلف المعادن في t0 pl.: من -37 درجة مئوية للزئبق إلى 3360 درجة مئوية للتنغستن.

أول هذه العناصر هو تكوين الروابط الأيونية. (والثاني هو التعليم، والذي سيتم مناقشته أدناه). عند تكوين رابطة أيونية، تفقد ذرة المعدن إلكترونات، وتكتسب الذرة غير المعدنية إلكترونات. على سبيل المثال، النظر في التركيب الإلكتروني لذرات الصوديوم والكلور:

نا 1س 2 2س 2 2 ص 6 3 س 1 - إلكترون واحد في المستوى الخارجي

سل 1 ق 2 2 ق 2 2 ص 6 3 ق 2 3 ص 5 - سبعة إلكترونات في المستوى الخارجي

إذا تبرعت ذرة الصوديوم بإلكترونها الوحيد 3s لذرة الكلور، فسيتم استيفاء قاعدة الثماني لكلا الذرتين. ستحتوي ذرة الكلور على ثمانية إلكترونات في الطبقة الثالثة الخارجية، وستحتوي ذرة الصوديوم أيضًا على ثمانية إلكترونات في الطبقة الثانية، والتي أصبحت الآن الطبقة الخارجية:

نا+1s2 2س 2 2 ص 6

Cl - 1s 2 2s 2 2 ص 6 3 ق 2 3 ص 6 - ثمانية إلكترونات في المستوى الخارجي

وفي هذه الحالة، تظل نواة ذرة الصوديوم تحتوي على 11 بروتونًا، ولكن الرقم الإجماليانخفض عدد الإلكترونات إلى 10. وهذا يعني أن عدد الجسيمات الموجبة الشحنة يزيد بمقدار واحد عن عدد الجسيمات السالبة، وبالتالي فإن الشحنة الإجمالية لـ "ذرة" الصوديوم هي +1.
تحتوي "ذرة" الكلور الآن على 17 بروتونًا و18 إلكترونًا وشحنتها -1.
تسمى الذرات المشحونة الناتجة عن فقدان أو اكتساب إلكترون واحد أو أكثر الأيونات. تسمى الأيونات الموجبة الشحنة الايونات الموجبة، وتسمى تلك المشحونة سلبا الأنيونات.
تنجذب الكاتيونات والأنيونات، التي لها شحنات متعاكسة، إلى بعضها البعض بواسطة القوى الكهروستاتيكية. ويسمى هذا الجذب للأيونات المشحونة بشكل معاكس بالترابط الأيوني. . يحدث في مركبات تتكون من فلز وواحد أو أكثر من اللافلزات. المركبات التالية تحقق هذا المعيار وهي أيونية بطبيعتها: MgCl 2, Fel 2, CuF, Na 2 0, Na 2 S0 4, Zn(C 2 H 3 0 2) 2.

هناك طريقة أخرى لتصوير المركبات الأيونية:

في هذه الصيغ، تظهر النقاط فقط الإلكترونات الموجودة في الأغلفة الخارجية ( إلكترونات التكافؤ ). تسمى هذه الصيغ صيغ لويس تكريما للكيميائي الأمريكي جي إن لويس، أحد مؤسسي (مع L. Pauling) نظرية الترابط الكيميائي.

من الممكن نقل الإلكترونات من ذرة معدنية إلى ذرة غير معدنية وتكوين الأيونات بسبب حقيقة أن المواد غير المعدنية لها سالبية كهربية عالية، والمعادن لها سالبية كهربية منخفضة.

بسبب الجذب القوي للأيونات لبعضها البعض، فإن المركبات الأيونية تكون في الغالب صلبة ولها نقطة انصهار عالية إلى حد ما.

تتكون الرابطة الأيونية من انتقال الإلكترونات من ذرة فلز إلى ذرة غير فلزية. تنجذب الأيونات الناتجة إلى بعضها البعض بواسطة القوى الكهروستاتيكية.

الرابطة الأيونية

(تم استخدام المواد من الموقع http://www.hemi.nsu.ru/ucheb138.htm)

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

دعونا نفكر في حدوث الرابطة الأيونية باستخدام مثال تكوين NaCl.

من الصيغ الإلكترونية للذرات

نا 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 و

كل 1س 2 2س 2 2ف 6 3ث 2 3ف 5

ويمكن ملاحظة أنه لإكمال المستوى الخارجي، من الأسهل على ذرة الصوديوم أن تتخلى عن إلكترون واحد بدلاً من اكتساب سبعة إلكترونات، وبالنسبة لذرة الكلور فمن الأسهل أن تكتسب إلكترونًا واحدًا بدلاً من اكتساب سبعة إلكترونات. في التفاعلات الكيميائية، تتخلى ذرة الصوديوم عن إلكترون واحد، وتأخذه ذرة الكلور. ونتيجة لذلك، تتحول الأغلفة الإلكترونية لذرات الصوديوم والكلور إلى أغلفة إلكترونية مستقرة من الغازات النبيلة (التكوين الإلكتروني لكاتيون الصوديوم

نا + 1s 2 2s 2 2p 6،

والتكوين الإلكتروني لأنيون الكلور هو

Cl - - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6).

يؤدي التفاعل الكهروستاتيكي للأيونات إلى تكوين جزيء NaCl.

غالبًا ما تنعكس طبيعة الرابطة الكيميائية في حالة التجميع والخصائص الفيزيائية للمادة. المركبات الأيونية مثل كلوريد الصوديوم NaCl صلبة ومقاومة للحرارة بسبب وجود قوى جذب كهروستاتيكية قوية بين شحنات أيوناتها "+" و"-".

لا يجذب أيون الكلور سالب الشحنة أيون Na+ الخاص به فحسب، بل يجذب أيضًا أيونات الصوديوم الأخرى المحيطة به. وهذا يؤدي إلى حقيقة أنه بالقرب من أي من الأيونات لا يوجد أيون واحد ذو علامة معاكسة، ولكن عدة أيونات.

هيكل بلورة كلوريد الصوديوم NaCl.

في الواقع، هناك 6 أيونات صوديوم حول كل أيون كلور، و6 أيونات كلور حول كل أيون صوديوم. تسمى هذه التعبئة المرتبة للأيونات بالبلورة الأيونية. إذا تم عزل ذرة كلور واحدة في بلورة، فمن بين ذرات الصوديوم المحيطة بها لم يعد من الممكن العثور على تلك التي تفاعل معها الكلور.

تنجذب الأيونات إلى بعضها البعض بواسطة القوى الكهروستاتيكية، وتتردد بشدة في تغيير موقعها تحت تأثير القوة الخارجية أو ارتفاع درجة الحرارة. ولكن إذا تم صهر كلوريد الصوديوم واستمر تسخينه في الفراغ، فإنه يتبخر مكونًا جزيئات NaCl ثنائية الذرة. يشير هذا إلى أن قوى الارتباط التساهمي لا يتم إيقافها تمامًا أبدًا.

الخصائص الأساسية للروابط الأيونية وخصائص المركبات الأيونية

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

2. على عكس الرابطة التساهمية، الرابطة الأيونية غير اتجاهية لأن الأيون يمكنه جذب أيونات ذات علامة معاكسة لنفسه في أي اتجاه.

3. على عكس الرابطة التساهمية، فإن الرابطة الأيونية تكون غير مشبعة، لأن تفاعل الأيونات ذات الإشارة المعاكسة لا يؤدي إلى تعويض متبادل كامل لمجالات قوتها.

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

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

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

اتصال معدني

يتم تنظيم البلورات المعدنية بشكل مختلف. إذا قمت بفحص قطعة من معدن الصوديوم، ستجد أن مظهرها يختلف كثيراً عن ملح الطعام. الصوديوم معدن ناعم، يمكن قطعه بسهولة بالسكين، وتسويته بمطرقة، ويمكن صهره بسهولة في كوب على مصباح كحول (نقطة الانصهار 97.8 درجة مئوية). في بلورة الصوديوم، كل ذرة محاطة بثماني ذرات أخرى مماثلة.

التركيب البلوري للمعادن Na.

يوضح الشكل أن ذرة الصوديوم الموجودة في مركز المكعب لها أقرب 8 جيران. ولكن يمكن قول الشيء نفسه عن أي ذرة أخرى في البلورة، لأنها كلها متشابهة. تتكون البلورة من أجزاء متكررة "بلا حدود" كما هو موضح في هذا الشكل.

تحتوي ذرات المعدن في مستوى الطاقة الخارجي على عدد صغير من إلكترونات التكافؤ. نظرًا لأن طاقة التأين لذرات المعدن منخفضة، فإن إلكترونات التكافؤ يتم الاحتفاظ بها بشكل ضعيف في هذه الذرات. ونتيجة لذلك، تظهر الأيونات الموجبة الشحنة والإلكترونات الحرة في الشبكة البلورية للمعادن. في هذه الحالة، توجد الكاتيونات المعدنية في عقد الشبكة البلورية، وتتحرك الإلكترونات بحرية في مجال المراكز الإيجابية، لتشكل ما يسمى بـ "غاز الإلكترون".

يؤدي وجود إلكترون سالب الشحنة بين كاتيونين إلى تفاعل كل كاتيون مع هذا الإلكترون.

هكذا، الترابط المعدني هو الترابط بين الأيونات الموجبة في بلورات المعادن والذي يحدث من خلال جذب الإلكترونات التي تتحرك بحرية في جميع أنحاء البلورة.

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

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

تبدو البلورة المعدنية بسيطة للغاية، ولكن في الواقع تركيبها الإلكتروني أكثر تعقيدًا من بلورات الملح الأيونية. لا يوجد ما يكفي من الإلكترونات في الغلاف الإلكتروني الخارجي للعناصر المعدنية لتشكيل رابطة تساهمية أو أيونية كاملة "ثمانية". لذلك، في الحالة الغازية، تتكون معظم المعادن من جزيئات أحادية الذرة (أي ذرات فردية غير متصلة ببعضها البعض). والمثال النموذجي هو بخار الزئبق. وبالتالي، فإن الرابطة المعدنية بين ذرات المعدن تحدث فقط في حالة التجميع السائلة والصلبة.

يمكن وصف الرابطة المعدنية على النحو التالي: بعض ذرات المعدن في البلورة الناتجة تتخلى عن إلكترونات التكافؤ الخاصة بها إلى الفضاء بين الذرات (بالنسبة للصوديوم هذا هو ...3s1)، وتتحول إلى أيونات. نظرًا لأن جميع ذرات المعدن في البلورة متماثلة، فإن لكل منها فرصة متساوية لفقد إلكترون التكافؤ.

بمعنى آخر، يتم نقل الإلكترونات بين ذرات المعدن المحايدة والمتأينة دون استهلاك الطاقة. وفي هذه الحالة، ينتهي الأمر دائمًا ببعض الإلكترونات في الفراغ بين الذرات على شكل "غاز الإلكترون".

هذه الإلكترونات الحرة، أولًا، تحمل ذرات المعدن على مسافة توازن معينة من بعضها البعض.

ثانيًا، أنها تعطي المعادن "تألقًا معدنيًا" مميزًا (يمكن للإلكترونات الحرة أن تتفاعل مع الكمات الضوئية).

ثالثًا، توفر الإلكترونات الحرة للمعادن موصلية كهربائية جيدة. يتم تفسير الموصلية الحرارية العالية للمعادن أيضًا من خلال وجود إلكترونات حرة في الفضاء بين الذرات - فهي "تستجيب" بسهولة للتغيرات في الطاقة وتساهم في نقلها السريع في البلورة.

نموذج مبسط للتركيب الإلكتروني للبلورة المعدنية.

******** باستخدام معدن الصوديوم كمثال، دعونا ننظر إلى طبيعة الرابطة المعدنية من وجهة نظر الأفكار حول المدارات الذرية. ذرة الصوديوم، مثل العديد من المعادن الأخرى، لديها نقص في إلكترونات التكافؤ، ولكن هناك مدارات التكافؤ الحرة. إن إلكترون الصوديوم المنفرد 3s قادر على الانتقال إلى أي من المدارات المجاورة الحرة والقريبة من الطاقة. عندما تقترب الذرات في البلورة من بعضها البعض، تتداخل المدارات الخارجية للذرات المجاورة، مما يسمح للإلكترونات المنبعثة بالتحرك بحرية في جميع أنحاء البلورة.

ومع ذلك، فإن "غاز الإلكترون" ليس غير منظم كما قد يبدو. توجد الإلكترونات الحرة في بلورة معدنية في مدارات متداخلة ويتم مشاركتها إلى حد ما، لتشكل ما يشبه الروابط التساهمية. تحتوي عناصر الصوديوم والبوتاسيوم والروبيديوم وغيرها من العناصر المعدنية على عدد قليل من الإلكترونات المشتركة، لذا فإن بلوراتها هشة وقابلة للانصهار. ومع زيادة عدد إلكترونات التكافؤ، تزداد قوة المعادن بشكل عام.

وهكذا، فإن الروابط المعدنية تميل إلى أن تتكون من عناصر تحتوي ذراتها على عدد قليل من إلكترونات التكافؤ في أغلفتها الخارجية. يتم مشاركة إلكترونات التكافؤ هذه، التي تنفذ الرابطة المعدنية، بشكل كبير بحيث يمكنها التحرك في جميع أنحاء بلورة المعدن وتوفير توصيل كهربائي عالي للمعدن.

بلورة NaCl لا توصل الكهرباء لعدم وجود إلكترونات حرة في الفراغ بين الأيونات. جميع الإلكترونات المتبرع بها من ذرات الصوديوم يتم تثبيتها بقوة بواسطة أيونات الكلور. هذا هو أحد الاختلافات المهمة بين البلورات الأيونية والبلورات المعدنية.

ما تعرفه الآن عن الروابط المعدنية يساعد في تفسير القابلية العالية للطرق (الليونة) لمعظم المعادن. يمكن تسطيح المعدن وتحويله إلى صفائح رقيقة وسحبه إلى سلك. والحقيقة هي أن الطبقات الفردية من الذرات في بلورة معدنية يمكن أن تنزلق بعضها البعض بسهولة نسبية: يعمل "غاز الإلكترون" المتحرك باستمرار على تخفيف حركة الأيونات الموجبة الفردية، مما يحميها من بعضها البعض.

بالطبع، لا يمكن فعل أي شيء كهذا مع ملح الطعام، على الرغم من أن الملح هو أيضًا مادة بلورية. في البلورات الأيونية، ترتبط إلكترونات التكافؤ بإحكام بنواة الذرة. يؤدي تحول طبقة من الأيونات بالنسبة إلى أخرى إلى تقريب الأيونات التي لها نفس الشحنة من بعضها البعض ويسبب تنافرًا قويًا بينها، مما يؤدي إلى تدمير البلورة (NaCl مادة هشة).

يؤدي تحول طبقات البلورة الأيونية إلى ظهور قوى تنافر كبيرة بين الأيونات المتشابهة وتدمير البلورة.

ملاحة

• حل المسائل المركبة على أساس الخصائص الكمية للمادة
• حل المشاكل. قانون ثبات تكوين المواد. الحسابات باستخدام مفهومي "الكتلة المولية" و"الكمية الكيميائية" للمادة

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

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

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

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

ه(س ص)< E(X) + E(Y)

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

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

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

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

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

الرابطة التساهمية

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

أمثلة على المواد ذات الروابط التساهمية القطبية:

CCl 4، H 2 S، CO 2، NH 3، SiO 2، إلخ.

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

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

هناك أيضًا آلية المانحين والمتقبلين.

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

على سبيل المثال، وفقا لآلية المانح والمتلقي، يتم تشكيل المساهمة الرابعة اتصالات NHفي كاتيون الأمونيوم NH 4 +:

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

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

أهلاً< HBr < HCl < HF

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

الرابطة الأيونية

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

وبالتالي، فإن الرابطة الأيونية هي رابطة تتكون من الجذب الكهروستاتيكي للكاتيونات للأنيونات.

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

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

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

عند تكوين رابطة كيميائية، تنتقل الإلكترونات من ذرة الصوديوم إلى ذرة الكلور وتتكون أيونات ذات شحنة متعاكسة، ولها شكل خارجي كامل. مستوى الطاقة.

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

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

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

اتصال معدني

يتكون هذا النوع من الروابط في المعادن.

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

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

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

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

رابطة الهيدروجين

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

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

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