مهام قسم الرابطة الكيميائية والتركيب الجزيئي. الأنواع الرئيسية للروابط الكيميائية

الأنواع الرئيسية للروابط الكيميائية.

أنت تعلم أن الذرات يمكن أن تتحد مع بعضها البعض لتكوين مواد بسيطة ومعقدة. في هذه الحالة، من أنواع مختلفةروابط كيميائية: أيوني وتساهمي (غير قطبي وقطبي) ومعدني وهيدروجين.واحدة من أهم خصائص ذرات العناصر التي تحدد الرابطة التي تتكون بينها - الأيونية أو التساهمية - إنها الكهربية ، أي قدرة الذرات في المركب على جذب الإلكترونات إلى نفسها.

الشرط تحديد الكمياتيتم إعطاء الكهربية بمقياس الكهرومغناطيسية النسبية.

في الفترات ، هناك اتجاه عام نحو زيادة في الكهربية للعناصر ، وفي المجموعات - سقوطها. يتم ترتيب العناصر حسب الكهربية على التوالي ، على أساسها يمكن مقارنة الكهرومغناطيسية للعناصر الموجودة في فترات مختلفة.

يعتمد نوع الرابطة الكيميائية على حجم الاختلاف في قيم الكهربية لذرات العناصر الموصلة. كلما زادت ذرات العناصر المكونة للرابطة تختلف في الكهربية ، كلما كانت الرابطة الكيميائية أكثر قطبية. من المستحيل رسم خط حاد بين أنواع الروابط الكيميائية. في معظم المركبات ، يكون نوع الرابطة الكيميائية وسيطًا ؛ على سبيل المثال ، الرابطة الكيميائية التساهمية عالية القطبية قريبة من الرابطة الأيونية. اعتمادًا على أي من الحالات المحددة تكون الرابطة الكيميائية أقرب بطبيعتها إليها ، تتم الإشارة إليها إما إلى الرابطة القطبية الأيونية أو التساهمية.

الرابطة الأيونية.

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

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

الرابطة التساهمية غير القطبية.

عندما تتفاعل الذرات التي لها نفس القدرة الكهربية ، تتشكل الجزيئات ذات الرابطة التساهمية غير القطبية.توجد هذه الرابطة في جزيئات المواد البسيطة التالية: H 2، F 2، Cl 2، O 2، N 2. تتكون الروابط الكيميائية في هذه الغازات من أزواج إلكترونية مشتركة ، أي عندما تتداخل السحب الإلكترونية المقابلة ، بسبب التفاعل بين الإلكترون والنووي ، والذي يتم تنفيذه عند اقتراب الذرات.

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

الرابطة القطبية التساهمية.

في تفاعل الذرات ، تختلف قيم التكافؤات الكهربية ، ولكن ليس بشكل حاد ، يحدث تحول في زوج الإلكترون المشترك إلى ذرة أكثر كهرسلبية.إنه النوع الأكثر شيوعًا من الروابط الكيميائية الموجودة في كل من المركبات العضوية وغير العضوية.

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

السندات معدنية.

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

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

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

قد يطرح السؤال: لماذا يشكل الهيدروجين بالضبط مثل هذه الرابطة الكيميائية المحددة؟

هذا لأن نصف القطر الذري للهيدروجين صغير جدًا. بالإضافة إلى ذلك ، عند إزاحة الإلكترون الوحيد أو التخلي عنه تمامًا ، يكتسب الهيدروجين شحنة موجبة عالية نسبيًا ، بسبب تفاعل الهيدروجين في جزيء واحد مع ذرات العناصر الكهربية السالبة التي لها شحنة سالبة جزئية تدخل في تكوين الجزيئات الأخرى (HF، H2O، NH3) ...

لنلق نظرة على بعض الأمثلة. عادة ما نصور تركيبة الماء بالصيغة الكيميائية H 2 O. ومع ذلك ، هذا ليس دقيقًا تمامًا. سيكون من الأصح الإشارة إلى تركيبة الماء بالصيغة (H 2 O) n ، حيث n = 2،3،4 ، إلخ. وهذا ما يفسره حقيقة أن جزيئات الماء الفردية مرتبطة من خلال روابط هيدروجينية.

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

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

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

تحدث زيادة في درجة غليان الكحول أيضًا بسبب تضخم جزيئاتها.

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

مثال 2.1.اكتب صيغة إلكترونية سجل تجاريفي حالات الأكسدة المستقرة. أعط أمثلة على مركبات الكروم في حالات الأكسدة هذه.

المحلول

يتميز الكروم بحالات الأكسدة التالية: 0 ، +2 ، +3 ، +6.

الصيغ الإلكترونية للكروم في حالات الأكسدة هذه هي كما يلي:

كر 0 1 س 2 2س 2 2ص 6 3س 2 3ص 6 4س 1 3د 5 ,

كر +2 1 س 2 2س 2 2ص 6 3س 2 3ص 6 3د 4 ,

كر +3 1 س 2 2س 2 2ص 6 3س 2 3ص 6 3د 3 ,

Cr +6 1 س 2 2س 2 2ص 6 3س 2 3ص 6 .

تظهر حالة الأكسدة الصفرية للكروم في المادة البسيطة وكذلك في الكربونيل.

حالة الأكسدة + 2 الكروم لها هيدروكسيد Cr (OH) 2 ، أملاح من نوع CrCl 2 ، إلخ.

مثال على مركب الكروم في حالة الأكسدة +3 هو أكسيد Cr 2 O 3. حالة الأكسدة هذه هي الأكثر شيوعًا للكروم.

تتجلى حالة الأكسدة +6 في أكسيد CrO 3 ، كرومات مثل K 2 CrO 4 ، إلخ.

مثال 2.2.من وجهة نظر طريقة روابط التكافؤ (BC) ، أظهر تكوين جزيء BH 3. ما هي مدارات الذرات المتصلة التي تشارك في تكوين الروابط؟ ما وكم عدد الروابط-أو التي يحتوي عليها الجزيء؟ كم عدد الروابط الموجودة في الجزيء؟

ما هو التركيب المكاني للجزيء؟ ما هو نوع تهجين الذرة المركزية في المركب المحدد (إن وجد)؟ لاحظ قطبية الروابط وقطبية الجزيء ككل.

المحلول

يحتوي البورون والهيدروجين على الصيغ الإلكترونية التالية:

1 ن: 1 س 1

5 فولت: 1 س 2 2س 2 2ص 1

في حالة عدم الإثارة ، تحتوي ذرة البورون على إلكترون واحد غير متزاوج. لتشكيل ثلاث روابط ، من الضروري البخار 2 س- الإلكترونات مع انتقال أحدها إلى 2 صمداري:

5 فولت *: 1 س 2 2س 1 2ص 2

2ص

لتكوين ثلاث روابط B - H متطابقة ، تهجين واحد 2 سواثنان 2 ص-وربيتال - ص 2-التهجين مع تكوين ثلاث مدارات هجينة تقع في نفس المستوى بزاوية 120 درجة بالنسبة لبعضها البعض:

تتداخل المدارات الهجينة المشكلة مع س- مدارات ذرة الهيدروجين مع تكوين ثلاث روابط:

جزيء BH 3 له هيكل مثلث مسطح.

لتحديد قطبية روابط B-H ، من الضروري مقارنة قيم OEO لذرات B و H ؛ OEE (B) = 2.0 ؛ OEE (H) = 2.1. نظرًا لأن الكهربية للهيدروجين أكبر ، فإن الرابطة B - H ستكون قطبية. ومع ذلك ، بشكل عام ، لا يمتلك جزيء BH 3 قطبية ، حيث يتم تعويض قطبية روابط B - H الموجهة إلى رؤوس المثلث العادي.

وبالتالي ، فإن تكوين جزيء BH 3 يتضمن س- مدارات ذرة H و صمدارات البورون 2 الهجينة. جزيء BH 3 ليس قطبيًا ، على الرغم من أنه يحتوي على ثلاث روابط  قطبية ، وله هيكل مثلث مستوٍ. Atom B موجود في الحالة ص 2-التهجين.

مثال 2.3.باستخدام قيم الكهربية النسبية للذرات ، رتب المركبات HF ، HCl ، HBr ، HI بترتيب زيادة أيونية الرابطة. إلى أي من الذرات الموصلة يتم إزاحة سحابة الإلكترون ولماذا؟

المحلول

يمكن الحكم على درجة أيونية الرابطة على أساس الاختلاف في الكهربية النسبية للذرات:

OEE: H - 2.1 ؛ F - 4 ؛ Cl - 3.0 ؛ BR 2.8 ؛ أنا - 2.5.

الاتصالات: HF HCl HBr HI

EEO: 1.9 0.9 0.7 0.4

لذلك ، بترتيب زيادة أيونية الروابط ، يمكن ترتيب هذه الجزيئات على التوالي: HI - HBr - HCl - HF ؛ تتحول كثافة الإلكترون أثناء تكوين رابطة كيميائية إلى ذرة كهرسلبية أكثر. لذلك ، في HF ، تكون كثافة الإلكترون منحازة نحو F ؛ في HCl - إلى Cl ؛ في HBr - إلى Br ؛ في HI - إلى I.

مثال 2.4.في المركب المعقد المشار إليه ، حدد حالات الأكسدة لجميع المكونات ، وحدد عامل المركب ، والروابط ، وأيونات المجالين الخارجي والداخلي ورقم التنسيق ، وشحنة عامل المركب.

اكتب معادلة التفكك لهذا المركب المعقد. اسم هذا المركب.

فيما يلي مهام مجمعة لقسم الرابطة الكيميائية والتركيب الجزيئي.

المشكلة 1. بالنسبة لكبريتات هيدروجين الصوديوم ، قم ببناء صيغة رسومية وبيان أنواع الروابط الكيميائية في الجزيء: الأيونية ، التساهمية ، القطبية ، التساهمية غير القطبية ، التنسيق ، المعدنية ، الهيدروجين.

المهمة 2. قم ببناء الصيغة الرسومية لنتريت الأمونيوم وبيان أنواع الروابط الكيميائية في هذا الجزيء. أظهر ما هي الروابط التي "تنكسر" أثناء الانفصال. اشرح ما هو ؟ أعط أمثلة على تأثيره على خصائص المادة.

المحلول. نتريت الأمونيوم - الرابطة الأيونية

NH 4 NO 2 = NH 4 + + NO 2 -

N - ح- الرابطة التساهمية القطبية

بين NH 4 + و NO 2 - - الرابطة الأيونية

المحلول. CH 3 غرف — . الرابطة التساهميةيحدث بين الذرات ذات القيم المتقاربة أو المتساوية للسلبية الكهربية. يمكن النظر إلى هذه الرابطة على أنها جذب إلكتروستاتيكي لنواة ذرتين إلى زوج إلكترون مشترك.

على عكس المركبات الأيونية ، فإن جزيئات المركبات التساهمية مرتبطة ببعضها البعض "القوى بين الجزيئات"، وهي أضعف بكثير من الروابط الكيميائية. في هذا الصدد ، فإن الرابطة التساهمية مميزة التشبع - تشكيل عدد محدود من التوصيلات.

من المعروف أن المدارات الذرية موجهة في الفضاء بطريقة معينة ، لذلك عندما تتشكل الرابطة ، يحدث تداخل السحب الإلكترونية في اتجاه معين. أولئك. تتحقق ملكية الرابطة التساهمية على أنها التركيز.

الحل: يمكن أن تحدث السحب المتداخلة بطرق مختلفة نظرًا لاختلاف أشكالها. يميز سندات σ- و-و.

سيجما - التواصلتتشكل عندما تتداخل الغيوم على طول خط يمر عبر نوى الذرات.

Pi - اتصالاتتحدث عندما تتداخل الغيوم على جانبي الخط الذي يربط نوى الذرات.

دلتا - اتصالاتيتم إجراؤها عندما تتداخل جميع الشفرات الأربعة لسحب d - الإلكترون ، الموجودة في مستويات متوازية.

سيجما - التواصلأكثر دواما من بي - الاتصال.

ج 2 ح 6 –س 3 - التهجين.

نسخة- σ-bond (متداخلة 2sp 3-2sp 3)

S - ن- رابطة σ (تداخل 2 sp 3-AO من الكربون و 1s-AO من الهيدروجين)

ج 2 ح 4 – س 2 - التهجين.

الرابطة المزدوجةينفذ من خلال وجود نوعين من الاتصالات - σ- و-السندات(على الرغم من أنه تم تصويره بواسطة سطرين متطابقين ، إلا أنه يجب دائمًا مراعاة قيمتهما غير المتكافئة). σ بونديتكون من التداخل المركزي للمدارات sp 2 المهجنة ، و π سند- مع التداخل الجانبي لبتلات المدارات p لذرات الكربون المهجنة sp 2 المجاورة. يمكن تمثيل تكوين الروابط في جزيء الإيثيلين بالرسم البياني التالي:

ج = ج- σ-bond (متداخلة 2sp 2-2sp 2) و π-bond (2pz-2pz)

S - ن- رابطة σ (تداخل 2sp 2-AO من الكربون و 1s-AO من الهيدروجين)

ج 2 ح 2 — س التهجين

الرابطة الثلاثيةيتم تحقيقه من خلال مزيج من σ- واثنين من الروابط المكونة من ذرتين مهجنتين sp.

σ بوندينشأ من التداخل المركزي للمدارات المهجنة sp لذرات الكربون المجاورة ؛ تتشكل روابط π مع تداخل جانبي للبتلات السنة التحضيريةالمداري و صمداري. يمكن وصف تكوين الروابط في جزيء الأسيتيلين H - C≡C - H كمخطط:

C≡C- σ-bond (2sp-2sp تداخل) ؛

π -توصيل (2ry-2ry) ؛

π -اتصال (2pz-2pz) ؛

S - ن- رابطة σ (تداخل 2sp-AO من الكربون و 1s-AO من الهيدروجين).

المشكلة 5. ما هي قوى التفاعل بين الجزيئات التي تسمى ثنائي القطب (توجيهي) ، استقرائي ومشتت؟ اشرح طبيعة هذه القوى. ما هي طبيعة القوى السائدة للتفاعل بين الجزيئات في كل من المواد التالية: H 2 O، HBr، Ar، N 2، NH 3؟

الحل: قد يكون هناك بين الجزيئات التفاعل الكهروستاتيكي... أكثر تنوعا - مشتت حيث يرجع ذلك إلى تفاعل الجزيئات مع بعضها البعض بسبب أقطابها الدقيقة الفورية. يساهم ظهورها واختفائها في وقت واحد في جزيئات مختلفة في جذبها. في حالة عدم وجود التزامن ، تتنافر الجزيئات.

التفاعل التوجيهي يظهر بين الجزيئات القطبية. كلما زادت قطبية الجزيء ، زادت قوة انجذابهم لبعضهم البعض ، وبالتالي زاد التفاعل التوجيهي.

تفاعل الحث تنشأ الجزيئات بسبب ثنائيات أقطابها المستحثة. عندما يلتقي جزيئين - قطبي وغير قطبي ، يتشوه الجزيء غير القطبي ، مما يساهم في ظهور ثنائي القطب فيه. ثنائي القطب المستحث قادر على جذب جزيء قطبي إلى ثنائي القطب دائم. تفاعل الحثوكلما زادت أهمية العزم الكهربائي واستقطاب الجزيء.

تعتمد المساهمة النسبية لكل نوع من أنواع التفاعل على قطبية واستقطاب الجزيئات. وبالتالي ، كلما زادت قطبية الجزيء ، زادت أهمية دور قوى التوجيه ؛ كلما زادت قابلية الاستقطاب ، زاد تأثير قوى التشتت. تعتمد قوى الاستقراء على كلا العاملين ، لكنها تلعب دورًا ثانويًا عادةً.

من هذه المواد التوجه والتفاعل التعريفييحدث في الجزيئات القطبية - H 2 O و NH 3. تفاعل التشتت- في الجزيئات غير القطبية وذات القطبية المنخفضة - HBr، Ar، N 2

المشكلة 6. أعط مخططين لملء MO في تفاعل اثنين من AO مع السكان: أ) الإلكترون + الإلكترون (1 + 1) و ب) الإلكترون + المدار الشاغر (1 + 0). حدد تكافؤ كل ذرة وترتيب الرابطة. ما هي حدود طاقة الرابطة؟ أي من الروابط المشار إليها في جزيء الهيدروجين H 2 والأيون الجزيئي؟

المحلول :

أ)ضع في اعتبارك ، على سبيل المثال ، K 2 و Li 2. في تشكيل الاتصال تشارك ق - المدارات:

أمر الاتصال:

ب)ضع في اعتبارك ، على سبيل المثال ، K 2 + و Li 2 +. في تشكيل الاتصال تشارك ق - المدارات:

أمر الاتصال:

التساوىلكل ذرة 1.

طاقة الاتصاليعتمد على عدد إلكترونات التكافؤ: فكلما قل عدد الإلكترونات ، قلت طاقة الربط. في K 2 و Li 2 و K 2 + و Li 2 + ، تقع طاقة الربط في حدود 200-1000 kJ / mol.

في جزيء Н 2التواصل مثل إلكترون + إلكترون، أ في الأيون الجزيئي Н 2 + — الإلكترون + المداري الشاغر.

المشكلة 7. أعط التكوين الإلكتروني لجزيء NO بطريقة MO. كيف تتغير الخصائص المغناطيسية وقوة الرابطة أثناء الانتقال من جزيء NO إلى أيون جزيئي NO +؟

يمكن أن تتحد الذرات مع بعضها البعض لتكوين مواد بسيطة ومعقدة. في هذه الحالة ، يتم تشكيل أنواع مختلفة من الروابط الكيميائية: الأيونية ، التساهمية (غير القطبية والقطبية) ، المعدنية.
من أهم خصائص ذرات العناصر التي تحدد نوع الرابطة التي تتشكل فيما بينها هي الكهربية ، أي قدرة الذرات في المركب على جذب الإلكترونات إلى نفسها.
وكلما زاد جذب الذرة للإلكترونات إليها ، زادت سلبيتها الكهربية. تعتمد الكهربية على حجم الذرة وشحنة نواتها. تقل أحجام ذرات عناصر نفس الفترة بزيادة الشحنة النووية. وذلك لأن شحنة النواة الذرية تزداد من عنصر لآخر ، بينما يظل عدد طبقات الإلكترون كما هو. في هذه الحالة ، تصبح الذرة أكثر اندماجًا ، ويقل حجم الذرة في نهاية الفترة ، وتزداد قوة جذب الإلكترونات بالنواة. لذلك ، تزداد الكهربية للعناصر في الفترة.
في عناصر المجموعات الفرعية الرئيسية ، مع زيادة الشحنات النووية ، يزداد أيضًا عدد الطبقات الإلكترونية ، وبالتالي يزداد حجم الذرات. ينخفض ​​جاذبية الإلكترونات الخارجية. لذلك ، تنخفض الكهربية للعناصر في المجموعة.
العناصر غير المعدنية لها أعلى كهرسلبية: الفلور والأكسجين والنيتروجين وغيرها. العناصر المعدنية أقل كهرسلبية. عناصر مثل البوتاسيوم والصوديوم والكالسيوم لها أدنى قدر من الكهربية. بالترتيب التنازلي للكهرباء ، يمكن ترتيب العناصر على التوالي:
F ، O ، N ، Cl ، Br ، S ، I ، C ، Se ، P ، H ، B ، Si ، Cu. الحديد والزنك. Al ، Mg ، Li ، Ca ، Na ، K
تؤخذ الكهربية للفلور تقليديًا على أنها 4.0 ؛ كهرسلبية البوتاسيوم 0.8.
يعتمد نوع الرابطة الكيميائية على حجم الاختلاف في قيم الكهربية لذرات العناصر الموصلة. كلما زادت ذرات العناصر المكونة للرابطة تختلف في الكهربية ، كلما كانت الرابطة الكيميائية أكثر قطبية.
1. تتكون الرابطة الأيونية من تفاعل الذرات ، والتي تختلف بشكل حاد عن بعضها البعض في الكهربية. على سبيل المثال ، تشكل المعادن النموذجية مثل الليثيوم (Li) والصوديوم (Na) والبوتاسيوم (K) والكالسيوم (Ca) والسترونشيوم (Sr) والباريوم (Ba) رابطة أيونية مع غير المعادن النموذجية. في هذه الحالة ، يشكل أيونًا معدنيًا بشحنة موجبة وأيون غير معدني بشحنة سالبة.
2. التساهمية هي رابطة بين ذرات غير فلزية ، ونتيجة لذلك تتشكل أزواج الإلكترونات الشائعة.
يميز بين الروابط التساهمية غير القطبية والقطبية.
عندما تتفاعل الذرات التي لها نفس القدرة الكهربية ، تتشكل الجزيئات ذات الرابطة التساهمية غير القطبية. توجد هذه الرابطة في جزيئات المواد البسيطة: الهيدروجين والأكسجين والنيتروجين والكلور ، إلخ. تتشكل الروابط الكيميائية في هذه من خلال أزواج الإلكترون المشتركة ، أي عندما تتداخل السحب الإلكترونية المقابلة ، بسبب التفاعل بين الإلكترون والنووي عندما تقترب الذرات من بعضها البعض.
عندما تتفاعل الذرات ، تختلف قيم الكهربية ، ولكن ليس بشكل حاد ، يتم تحويل زوج الإلكترون المشترك إلى ذرة أكثر كهرسلبية وتشكيل رابطة قطبية تساهمية. في هذه الحالة ، يتم تشكيل رسوم جزئية. إنه النوع الأكثر شيوعًا من الروابط الكيميائية الموجودة في كل من المركبات العضوية وغير العضوية.
3. المعدن عبارة عن رابطة تتكون نتيجة تفاعل الإلكترونات الحرة نسبيًا مع أيونات المعادن. هذا النوع من السندات نموذجي للمواد البسيطة - المعادن وسبائكها. جوهر عملية تكوين الرابطة المعدنية هو كما يلي: تتبرع ذرات المعدن بسهولة بإلكترونات التكافؤ وتتحول إلى أيونات موجبة الشحنة. تتحرك الإلكترونات الحرة نسبيًا المنفصلة عن الذرة بين أيونات المعادن الموجبة. تنشأ رابطة معدنية بينهما.
من المستحيل رسم خط حاد بين أنواع الروابط الكيميائية. في معظم المركبات ، يكون نوع الرابطة الكيميائية وسيطًا ؛ على سبيل المثال ، الرابطة الكيميائية التساهمية عالية القطبية قريبة من الرابطة الأيونية. اعتمادًا على أي من الحالات المحددة تكون الرابطة الكيميائية أقرب بطبيعتها إليها ، تتم الإشارة إليها إما إلى الرابطة القطبية الأيونية أو التساهمية.

مؤسسة البلدية التعليمية

"مدرسة التعليم الثانوي № 63 بريانسك"

مواد المناولة ذات الصلة

"الاتصال الكيميائي"

كيمياء

الصف 8

مدرس كيمياء

MBOU SOSH № 63، بريانسك

جيدوكوفا الكسندرا بافلوفنا

الرابطة الكيميائية. الأنواع الرئيسية للروابط الكيميائية.

يتذكر!

ما هي الكهربية؟ كيف تتغير الكهربية للعناصر خلال فترة؟ كيف تتغير الكهربية للعناصر داخل المجموعات الفرعية الرئيسية؟

ينفذ! التمرين 1.أي من العنصرين الكيميائيين يحتوي على المزيد من EO. يرجى وضع علامة على إجابتك.أ) Mg و Sr ؛ ب) S و Si ؛ ج) C و F ؛ د) N و As ؛ ه) K و الاب
المهمة 2.حدد العنصر الأقل قدرة على جذب الإلكترونات من الذرات الأخرى. يرجى وضع علامة على إجابتك.قيلولة؛ ب) O و Se ؛ ج) Cl و Rb ؛ د) Ca و Ba ؛ ه) Cs و Al
التنازل 3... حدد عنصرين تتشابه فيهما قيمة EO:لي - ك ؛ F هو Br ؛ Cl هو Cl ؛ نا - كل يستكشف! الرابطة الكيميائية- مثل هذا التفاعل بين ذرات العناصر الكيميائية ، مما يؤدي إلى تكوين هياكل مستقرة (جزيئات ، أيونات ، بلورات).

أنواع الروابط الكيميائية

الرابطة التساهمية... يحدث بين ذرات العناصر غير المعدنية. هناك نوعان من الروابط التساهمية: أ) تساهمية غير قطبيةتحدث الرابطة بين ذرات العناصر غير المعدنية بنفس قيمة EO ؛ ب) قطبي تساهميتنشأ رابطة بين ذرات العناصر غير المعدنية بقيم EO مختلفة. الرابطة الأيونية... يحدث بين ذرات عنصر معدني وعنصر غير معدني ، حيث تختلف قيم EO اختلافًا حادًا. رابطة معدنية... يحدث بين ذرات معدن معين. رابطة الهيدروجين... ينشأ بين ذرة الهيدروجين جزيء واحد و عنصر كهرسلبي أكثر جزيء آخر .

ينفذ! المهمة 4.قم بعمل رسم تخطيطي لـ "أنواع الرابطة الكيميائية" في دفتر ملاحظات.المهمة 5.املأ الجدول 1 واستنتج نوع الرابطة الكيميائية في كل مركب.*سم. الجدول 1 على الجانب المجاور

المهمة 6.الخيار الأول). حدد نوع الرابطة الكيميائية في المركبات ، معطاة الصيغ: SO 3 _________________________________________

ClF 3 ________________________________________

2 غرف نوم _________________________________________

(H 2 O) 3 _______________________________________

CaCl 2 _______________________________________

Cu__________________________________________

التكليف 7... (أكمل هذه المهمة إذا كنت مشتركًاالخيار الثاني). حدد نوع الرابطة الكيميائية في المركبات ، معطاة الصيغ: N 2 _________________________________________

ثاني أكسيد الكربون ________________________________________

KI__________________________________________

(NH 3) 2 _______________________________________

HBr_________________________________________

Mg__________________________________________

تقييم المعلم

الرابطة الكيميائية التساهمية

يتذكر!

ما هي الرابطة الكيميائية؟ ضع قائمة بجميع أنواع الروابط الكيميائية. ما يسمى الرابطة الكيميائية التساهمية؟ اذكر نوعين من الروابط الكيميائية التساهمية. أعطهم التعريفات.

ينفذ! التمرين 1.من الصيغ التالية للمواد ، اكتب صيغ المركبات ذات الرابطة القطبية التساهمية: C O 2، PH 3، H 2، من 2، O 2، CuO، NH 3

التنازل 2... من الصيغ التالية للمواد ، اكتب صيغ المركبات ذات الرابطة التساهمية غير القطبية:أنا 2 ؛ HCl، O 2، NH 3، H 2 O، N 2، Cl 2، Ag.
____________________________________________________________________ يستكشف! الرابطة الكيميائية التساهمية هي رابطة تحدث بين ذرات العناصر غير المعدنية بسبب تكوين واحد أو أكثر من أزواج الإلكترونات الشائعة. تتشكل الأزواج الإلكترونية بين الذرات من خلال الجمع بين الإلكترونات غير المزاوجة لكل ذرة. عدد الإلكترونات غير المزاوجة في ذرة غير فلزية (يمكن حساب مجموعة VA - VIIA ، IVA - في حالة الإثارة) باستخدام الصيغة:

عدد البريد غير المزاوج = 8 - ن جي ,

حيث N g هو رقم المجموعة التي يقع فيها العنصر

ينفذ! المهمة 3.املأ الجدول:

عنصر غير معدني

استمر في الاستكشاف!

آلية تكوين رابطة تساهمية غير قطبية

دعونا نفكر في آلية تكوين رابطة تساهمية غير قطبية باستخدام مثال جزيء الهيدروجينح 2. (اشرح لماذا توجد رابطة تساهمية غير قطبية في جزيء الهيدروجين؟). يحتوي جزيء H 2 على ذرتين من الهيدروجين: H و H. ارسم الصيغ الإلكترونية الرسومية لبنية كل ذرة:

N ن

كما ترون من الصيغ الإلكترونية التي أنشأتها ، فإن عدد الإلكترونات غير المزدوجة في كل ذرة هيدروجين هو ________. قم بتوصيل الإلكترونات غير المزدوجة لكل ذرة بخط متموج. لديك الآن تمثيل تخطيطي لتكوين رابطة تساهمية غير قطبية في جزيء الهيدروجين.

لخص!كل ذرة هيدروجين لها ______ إلكترون غير مزدوج يقع عند مستوى طاقة _____. يمكن أن يكون هناك إلكترونان فقط في هذا المستوى من الطاقة. لذلك ، تحتاج ذرة الهيدروجين إلى إلكترون ______ آخر لإكمال مستوى الطاقة. في عملية الرابطة الكيميائية ، يتكون زوج إلكترون مشترك بين ذرات الهيدروجين ، والتي تنتمي بالتساوي إلى كل ذرة هيدروجين. نتيجة لذلك ، تحتوي كل ذرة على ______ إلكترون. نظرًا لأن كل من ذرات الهيدروجين لها نفس قيمة EO ، لا يتم إزاحة إجمالي زوج الإلكترون نحو أي ذرة. لذلك ، يسمى هذا النوع من الروابط التساهمية الغير قطبيتواصل. دائرة كهربائيةيبدو تكوين رابطة تساهمية غير قطبية في جزيء الهيدروجين كما يلي:

ن . + . ن ن : ن.إذا استبدلت زوج الإلكترون الشائع بقضيب ، فستحصل على الصيغة البنائية للجزيء: H - H. إذا كان هناك عدة أزواج إلكترونية مشتركة ، فسيتم استبدال كل زوج بشريط.

ينفذ!

التنازل 4... تصور آلية تكوين رابطة تساهمية غير قطبية في الجزيئات Cl 2 ، O 2 باستخدام الصيغ الرسومية الإلكترونية والالكترونية والتركيبية. بجانب المخططات أشر إلى: أ) عدد الإلكترونات غير المزاوجة لكل ذرة ؛ ب) عدد الإلكترونات عند المستوى الخارجي لكل ذرة. ج) عدد أزواج الإلكترونات الشائعة في كل جزيء.

أكمل المهمة في صفحة نظيفة 4

استمر في الاستكشاف!

آلية تكوين الرابطة القطبية التساهمية

دعونا نفكر في آلية تكوين رابطة تساهمية غير قطبية باستخدام مثال جزيء كلوريد الهيدروجينحمض الهيدروكلوريك (اشرح لماذا توجد رابطة قطبية تساهمية في جزيء كلوريد الهيدروجين؟). يحتوي جزيء HCl على ذرتين: _____ و ______. ارسم معادلات الرسم الإلكتروني لبنية كل ذرة:

كما ترون من الصيغ التي قمت بإنشائها ، تحتوي ذرة الهيدروجين على _____ إلكترون غير مزدوج ، وتحتوي ذرة الكلور على إلكترون غير مزدوج _____. قم بتوصيل الإلكترونات غير المزدوجة لكل ذرة بخط متموج. لديك الآن تمثيل تخطيطي لتشكيل رابطة مجال تساهمية في جزيء كلوريد الهيدروجين.

لخص!تحتوي ذرة الهيدروجين على ______ إلكترون غير مزدوج يقع عند مستوى الطاقة _____ ، وتحتوي ذرة الكلور على ______ إلكترون غير مزدوج يقع عند مستوى الطاقة ______. لذلك ، تحتاج ذرة الهيدروجين وذرة الكلور إلى إلكترون ______ آخر لإكمال مستوى الطاقة. في عملية الرابطة الكيميائية ، يتكون زوج إلكترون مشترك بين ذرات الهيدروجين ، والتي تنتمي إلى كل من ذرة الهيدروجين وذرة الكلور. نتيجة لذلك ، تحتوي كل ذرة على غلاف إلكتروني كامل. يتم إزاحة إجمالي زوج الإلكترون في حالة الرابطة القطبية التساهمية نحو عنصر أكثر كهرسلبية. منذ ذرتين H و Cl ، تمتلك ذرة _______ أعلى EO ، ثم يتم إزاحة إجمالي زوج الإلكترون نحو ذرة _______. دائرة كهربائيةيبدو تكوين رابطة تساهمية غير قطبية في جزيء الهيدروجين كما يلي:

ن . + . Cl  ن : Cl ( على الدائرة الإلكترونية ، يتم تصوير زوج الإلكترون الشائع بالقرب من ذرة EO). إذا استبدلت زوج الإلكترون الشائع بشرطة ، فستحصل على الصيغة البنائية للجزيء: H - Cl ... في الصيغة الهيكلية ، يظهر إزاحة زوج الإلكترون المشترك بسهم: HCl ... نتيجة إزاحة زوج الإلكترون ، تكتسب كل ذرة في الجزيء شحنة جزئية: الهيدروجين - شحنة موجبة جزئية (يسهل عليها "التنفس" بعد إزاحة زوج الإلكترون) ، الكلور - جزئي شحنة سالبة (تسحب "الحمل الإضافي" على نفسها) ، أي يتم تشكيل "قطبين". لذلك ، يسمى هذا النوع من الروابط التساهميةقطبيتواصل.

ملاحظة. إذا كان عدد الإلكترونات غير المزاوجة للذرة 1 أكبر من عدد الإلكترونات غير الزوجية للذرة 2 ، فمن الضروري أخذ هذا العدد من الذرات 2 بحيث يتزامن عدد الإلكترونات غير الزوجية.

ينفذ!

المهمة 5.ارسم آلية تكوين الرابطة القطبية التساهمية في الجزيئات HBr، H 2 S باستخدام الصيغ الرسومية الإلكترونية والإلكترونية والهيكلية. بجانب المخططات أشر إلى: أ) عدد الإلكترونات غير المزاوجة لكل ذرة ؛ ب) عدد الإلكترونات عند المستوى الخارجي لكل ذرة. ج) في اتجاه ذرة أزواج الإلكترون المشتركة. اشرح الجواب.

إذا كانت المساحة ضيقة ، استخدمها الجانب المعاكسورقة.

تقييم المعلم

الرابطة الكيميائية الأيونية

يستكشف!

الرابطة الأيونية هي رابطة كيميائية تحدث بين الأيونات بسبب قوى الجذب الكهروستاتيكي.يونس - الجسيمات المشحونة التي تتشكل من التبرع أو الارتباط بالإلكترونات بواسطة ذرة. تتبرع ذرات العنصر الكيميائي بالإلكترونات فقط من مستوى الطاقة الخارجية ، وبالتالي فإنها تقبل أيضًا الإلكترونات إلى مستوى الطاقة الخارجية. إذا تخلت ذرة عنصر كيميائي عن إلكترونات ، فإنها تتحول إلى أيون موجب الشحنة ("سعيد" لأنه أزال "حمله") على سبيل المثال: Na 0 - 1е Na + ... تسمى الأيونات موجبة الشحنةالايونات الموجبة ... شحنة الكاتيون تساوي عدد الإلكترونات المتبرع بها. (!الذراتللجميع المعادندائما فقط يتبرع الإلكترونات ودائما تتحول إلىالايونات الموجبة !) إذا ربطت ذرة عنصر كيميائي الإلكترونات ، فإنها تتحول إلى أيون سالب الشحنة (تحمل "حملًا إضافيًا" وبالتالي فهي "مضطربة"). على سبيل المثال: S 0 + 2 eS -2 ... تسمى الأيونات سالبة الشحنةالأنيونات ... شحنة الأنيون تساوي عدد الإلكترونات المستلمة.

ينفذ!

التمرين 1... اكتب التعاريف في دفتر الملاحظات: أ) الرابطة الأيونية ؛ ب) الأيونات. ارسم مخطط "تصنيف الأيونات". اكتب التفسيرات.

المهمة 2.اكتب الكاتيونات والأنيونات من سلسلة الأيونات المقترحة في الرسم التخطيطي:نا + ؛ S -2 ؛ N +5 ؛ Cl - ؛ كاليفورنيا +2 ؛ آل +3 ؛ ف -3 ؛ يا -2 ؛ ق +4 ؛ F -.

المهمة 3.ارسم دفتر ملاحظات واملأ الجدول 1.

الجدول 1.

ذرة عنصر كيميائي

يستكشف!

آلية تكوين الرابطة الأيونية

دعونا نفكر في آلية تكوين الرابطة الأيونية باستخدام مثال كلوريد الليثيوم LiCl. يتكون هذا المركب من أيونات الليثيوم وأيونات الكلور. دعونا نظهر تكوين هذه الأيونات باستخدام الصيغ الرسومية الإلكترونية:

Li 0 Li +

1 ثانية 2 2 ثانية 1 1 ثانية 2 (التكوين الإلكتروني لذرة الغاز النبيل للهيليوم)

Cl 0 Cl - - 1e

Cl 0 سل -

1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6

تنشأ الرابطة الأيونية بين أيونات الليثيوم المتكونة Li + والكلور Cl -. من الواضح أن الجسيمات المشحونة بشكل معاكس تنجذب إلى بعضها البعض وتتحملها قوى الجذب الكهروستاتيكي. يمكن إظهار آلية تكوين الرابطة الأيونية بالكامل في شكل مخطط قصير:

Li 0-1 eLi + رابطة أيونية

Cl 0 +1 eCl -

ينفذ!المهام على الظهر ، كاملة في دفتر الملاحظات

المهمة 4.(أكمل هذه المهمة إذا كنت مشتركًاالخيار الأول). أظهر تكوين الرابطة الأيونية بين ذرات الصوديوم و S. انتبه إلى عدد الإلكترونات التي سيتخلى عنها الصوديوم وعدد الإلكترونات التي يأخذها الكبريت ... من الواضح أن ذرة صوديوم واحدة غير كافية ... (كان هذا تلميح). بعد الانتهاء من هذه المهمة أجب عن الأسئلة:

كم عدد ذرات الصوديوم التي يجب أن تأخذها لتكوين رابطة أيونية بينها وبين الكبريت؟ لماذا ا؟

ما هو تكوين الغاز النبيل الذي يقبله أيون الكبريت؟

اشرح لماذا تتبرع ذرة الصوديوم بالإلكترونات؟ لماذا تأخذ ذرة الكبريت الإلكترونات؟

المهمة 5.(أكمل هذه المهمة إذا كنت مشتركًاالخيار الثاني). أظهر تكوين الرابطة الأيونية بين ذرات الصوديوم والنيتروجين. انتبه إلى عدد الإلكترونات التي سيتخلى عنها الصوديوم وعدد الإلكترونات التي يأخذها النيتروجين ... من الواضح أن ذرة صوديوم واحدة لا تكفي ... (كان هذا تلميح). بعد الانتهاء من هذه المهمة أجب عن الأسئلة:

كم عدد ذرات الصوديوم التي تحتاجها لتكوين رابطة أيونية بينها وبين النيتروجين؟ لماذا ا؟

ما هو تكوين الغازات النبيلة التي يقبلها أيون الصوديوم؟

ما تكوين الغازات النبيلة التي يقبلها أيون النيتروجين؟

اشرح لماذا تتبرع ذرة الصوديوم بالإلكترونات؟ لماذا تأخذ ذرة النيتروجين الإلكترونات؟

المهمة 6.ارسم مخططات لبنية الأيونات التالية:ملغ +2 يا -2 ؛ كاليفورنيا +2 ؛ F -. اكتب الصيغ الإلكترونية المختصرة لها وحدد تكوينات الغازات النبيلة التي تتوافق مع تكوينات هذه الأيونات. اصنع صيغًا لجميع المركبات الممكنة التي يمكن أن تتشكل بواسطة هذه الأيونات.

المهمة 7.ما هي الأيونات التي يمكن أن يكون لها التكوين 1ق 2 2s 2 2p 6 (التكوين الإلكتروني لذرة النيون). أعط أمثلة لما لا يقل عن ثلاثة كاتيونات وثلاثة أنيونات.

الواجب المنزلي!تعلم موضوع الرابطة الكيميائية الأيونية. قم بالتحضير لـ s / r حول موضوعات "الكهربية للعناصر الكيميائية" ، "الرابطة الكيميائية التساهمية" ، "الرابطة الأيونية".

قائمة الأدبيات المستخدمة

كيمياء. الكيمياء غير العضوية. الصف الثامن: كتاب مدرسي للتعليم العام. المؤسسات / Rudzitis ، Feldman - الطبعة 13th-M: التعليم ، 2009-176