أمثلة الروابط المعدنية من الاتصالات. الرابطة المعدنية: آلية التكوين

اتصال معدني

نتيجة للتجاذب الكهروستاتيكي بين الكاتيون والأنيون، يتكون الجزيء.

الرابطة الأيونية

تم اقتراح نظرية الرابطة الأيونية بواسطة 1916 ᴦ. العالم الألماني دبليو كوسيل. تشرح هذه النظرية تكوين الروابط بين ذرات المعادن والذرات النموذجيةعادي غير المعادن: CsF، CsCl، NaCl، KF، KCl، Na 2 O، إلخ.

وفقًا لهذه النظرية، عندما تتشكل رابطة أيونية، تتخلى ذرات المعادن النموذجية عن الإلكترونات، وتستقبل ذرات اللافلزات النموذجية الإلكترونات.

ونتيجة لهذه العمليات تتحول ذرات المعدن إلى جزيئات موجبة الشحنة، تسمى بالأيونات أو الكاتيونات الموجبة؛ وتتحول الذرات غير المعدنية إلى أيونات سالبة - أنيونات. شحنة الكاتيون تساوي عدد الإلكترونات المتحررة.

تتبرع ذرات المعدن بالإلكترونات إلى طبقتها الخارجية، و الأيونات الناتجة لها هياكل إلكترونية كاملة (الطبقة الإلكترونية الخارجية المسبقة).

حجم الشحنة السالبة للأنيون يساوي عدد الإلكترونات المقبولة.

تقبل الذرات غير المعدنية عدد الإلكترونات المهم للغاية بالنسبة لها الانتهاء من الثماني الإلكترونية (الطبقة الإلكترونية الخارجية).

على سبيل المثال: المخطط العام لتكوين جزيء NaCl من ذرات Na وC1: Na°-le = Na +1 تكوين الأيونات

CL°+1е - = CL -

نا +1 + الكلور - = نا + الكلور -

Na°+ Сl°= Na + Сl - مركب الأيونات

· الرابطة بين الأيونات تسمى عادة الرابطة الأيونية.

تسمى المركبات التي تتكون من أيونات المركبات الأيونية.

يجب أن يكون المجموع الجبري لشحنات جميع الأيونات في جزيء المركب الأيوني مساوياً للصفر،لأن أي جزيء هو جسيم متعادل كهربائيا.

لا توجد حدود حادة بين الروابط الأيونية والتساهمية. يمكن اعتبار الرابطة الأيونية حالة متطرفة من الرابطة التساهمية القطبية، حيث يتم تكوين زوج إلكترون مشترك بالكامليتحرك نحو الذرة ذات السالبية الكهربية الأعلى.

تحتوي معظم ذرات المعادن النموذجية على عدد صغير من الإلكترونات في طبقة الإلكترون الخارجية (عادةً من 1 إلى 3)؛ وتسمى هذه الإلكترونات إلكترونات التكافؤ. في ذرات المعدن، تكون قوة الرابطة بين إلكترونات التكافؤ والنواة منخفضة، أي أن الذرات لديها طاقة تأين منخفضة. وهذا يجعل من السهل فقدان إلكترونات التكافؤ حتحويل ذرات المعدن إلى أيونات موجبة الشحنة (كاتيونات):

Ме° -ne ® ME n +

في التركيب البلوري للمعدن، تتمتع إلكترونات التكافؤ بالقدرة على الانتقال بسهولة من ذرة إلى أخرى، مما يؤدي إلى مشاركة الإلكترونات بين جميع الذرات المجاورة. بطريقة مبسطة، يتم تمثيل بنية البلورة المعدنية على النحو التالي: عند عقد الشبكة البلورية توجد أيونات Me n+ وذرات Me°، وتتحرك إلكترونات التكافؤ فيما بينها بحرية نسبية، مما يؤدي إلى إنشاء اتصالات بين جميع ذرات وأيونات المادة. المعدن (الشكل 3). هذا نوع خاص الرابطة الكيميائية، ويسمى المعدن.

· الرابطة المعدنية - رابطة بين ذرات وأيونات المعادن في شبكة بلورية، يتم تنفيذها بواسطة إلكترونات التكافؤ المشتركة.

بفضل هذا النوع من الروابط الكيميائية، تتمتع المعادن بمجموعة معينة من الخصائص الفيزيائية والكيميائية التي تميزها عن غير المعادن.

أرز. 3. رسم تخطيطي للشبكة البلورية للمعادن.

تضمن قوة الرابطة المعدنية استقرار الشبكة البلورية ومرونة المعادن (القدرة على الخضوع لمعالجة مختلفة دون تدمير). تسمح الحركة الحرة لإلكترونات التكافؤ للمعادن بتوصيل الكهرباء والحرارة بشكل جيد. يتم تفسير القدرة على عكس موجات الضوء (ᴛ.ᴇ. اللمعان المعدني) أيضًا من خلال بنية الشبكة البلورية للمعدن.

ومع ذلك، فإن الخصائص الفيزيائية الأكثر تميزًا للمعادن بناءً على وجود رابطة معدنية هي:

■الهيكل البلوري.

■البريق المعدني والتعتيم.

■ اللدونة، والمرونة، والانصهار؛

■ الموصلية الكهربائية والحرارية العالية. والميل إلى تشكيل السبائك.

السندات المعدنية - المفهوم والأنواع. تصنيف ومميزات فئة "التوصيل المعدني" 2017، 2018.

- وصلة معدنية

- وصلة معدنية

ويشير اسم "الرابطة المعدنية" في حد ذاته إلى أننا نتحدث عن البنية الداخلية للمعادن. تحتوي ذرات معظم المعادن عند مستوى الطاقة الخارجي على عدد قليل من إلكترونات التكافؤ مقارنة بـ الرقم الإجماليخارجي قريب بقوة... .

- وصلة معدنية

تعتمد الرابطة المعدنية على مشاركة إلكترونات التكافؤ التي لا تنتمي إلى ذرتين، بل إلى جميع ذرات المعدن الموجودة في البلورة تقريبًا. يوجد في المعادن إلكترونات تكافؤ أقل بكثير من المدارات الحرة. وهذا يخلق الظروف الملائمة لحرية الحركة... .

- وصلة معدنية

يمكن الحصول على المعلومات الأساسية المتعلقة بطبيعة الروابط الكيميائية في المعادن على أساس اثنين السمات المميزةمقارنة بالمركبات التساهمية والأيونية. تختلف المعادن أولاً عن غيرها من المواد في موصليتها الكهربائية العالية و... .

- وصلة معدنية

يمكن الحصول على معلومات مهمة حول طبيعة الروابط الكيميائية في المعادن على أساس ميزتين مميزتين لها بالمقارنة مع المركبات التساهمية والأيونية. تختلف المعادن أولاً عن غيرها من المواد في موصليتها الكهربائية العالية و... .

- وصلة معدنية

تهجين المدارات والتكوين المكاني للجزيئات نوع الجزيء المدارات الأولية للذرة نوع التهجين عدد المدارات الهجينة للذرة أ التكوين المكاني للجزيء AB2 AB3 AB4 s + p s + p + p s + p + p + p sp sp2 sp3 ... .

- وصلة معدنية . خصائص الرابطة المعدنية.

الرابطة المعدنية هي رابطة كيميائية تنتج عن وجود إلكترونات حرة نسبيًا. سمة من سمات كل من المعادن النقية وسبائكها والمركبات المعدنية. آلية الترابط المعدني يوجد في جميع عقد الشبكة البلورية... .

- هيكل الجزيء. نظرية الروابط الكيميائية. الرابطة الأيونية الرابطة المعدنية. الرابطة التساهمية. طاقة الاتصالات. طول الرابط. زاوية السندات. خصائص الروابط الكيميائية.

الجزيء هو أصغر جسيم في المادة التي لها خواصها الكيميائية. وفقا لنظرية الروابط الكيميائية، فإن الحالة المستقرة للعنصر تتوافق مع بنية ذات الصيغة الإلكترونية للمستوى الخارجي s2p6 (الأرجون، الكريبتون، الرادون، وغيرها). أثناء التعليم....

سيغطي الدرس عدة أنواع من الروابط الكيميائية: الروابط المعدنية، والهيدروجينية، وروابط فان دير فالس، وستتعلم أيضًا كيف تعتمد الخواص الفيزيائية والكيميائية على أنواع مختلفةالروابط الكيميائية في المادة.

الموضوع: أنواع الروابط الكيميائية

درس: الروابط الكيميائية بين المعدن والهيدروجين

اتصال معدنيهو نوع من الترابط في المعادن وسبائكها بين ذرات أو أيونات المعدن والإلكترونات الحرة نسبياً (غاز الإلكترون) في الشبكة البلورية.

المعادن هي عناصر كيميائية ذات سالبية كهربية منخفضة، لذا فهي تتخلى بسهولة عن إلكترونات التكافؤ. إذا كان هناك عنصر لا فلز بجوار عنصر فلز، فإن الإلكترونات من ذرة الفلز تذهب إلى اللافلز. ويسمى هذا النوع من الاتصال أيوني(رسم بياني 1).

أرز. 1. التعليم

متى مواد بسيطةالمعادنأو بهم سبائكالوضع يتغير.

عندما تتشكل الجزيئات، لا تبقى مدارات الإلكترون للمعادن دون تغيير. تتفاعل مع بعضها البعض، وتشكل مدارًا جزيئيًا جديدًا. اعتمادًا على تركيب المركب وبنيته، يمكن أن تكون المدارات الجزيئية إما قريبة من مجمل المدارات الذرية أو مختلفة عنها بشكل كبير. عندما تتفاعل مدارات الإلكترون لذرات المعدن، تتشكل المدارات الجزيئية. بحيث يمكن لإلكترونات التكافؤ في ذرة المعدن أن تتحرك بحرية عبر هذه المدارات الجزيئية. لا يحدث فصل كامل للشحنة، أي. معدن- هذه ليست مجموعة من الكاتيونات والإلكترونات العائمة. لكن هذه ليست مجموعة من الذرات التي تتحول أحيانًا إلى شكل كاتيوني وتنقل إلكترونها إلى كاتيون آخر. والوضع الحقيقي هو مزيج من هذين الخيارين المتطرفين.

أرز. 2

جوهر تشكيل السندات المعدنية يتكون منوذلك على النحو التالي: تتبرع ذرات المعدن بإلكترونات خارجية، ويتحول بعضها إلى أيونات موجبة الشحنة. ممزقة بعيدا عن الذرات الإلكتروناتالتحرك بحرية نسبيا بين الناشئة إيجابيايونات المعادن. تنشأ رابطة معدنية بين هذه الجسيمات، أي يبدو أن الإلكترونات تعمل على تثبيت الأيونات الموجبة في الشبكة المعدنية (الشكل 2).

يحدد وجود الرابطة المعدنية الخواص الفيزيائية للمعادن:

ليونة عالية

التوصيل الحراري والكهربائي

لمعان معدني

بلاستيك - هذه هي قدرة المادة على التشوه بسهولة تحت الحمل الميكانيكي. يتم إنشاء رابطة معدنية بين جميع ذرات المعدن في وقت واحد، لذلك، عندما يتعرض المعدن لتأثير ميكانيكي، لا يتم كسر روابط معينة، ولكن يتغير موضع الذرة فقط. يمكن للذرات المعدنية، غير المرتبطة ببعضها البعض بروابط صلبة، أن تنزلق على طول طبقة من غاز الإلكترون، كما يحدث عندما ينزلق زجاج فوق الآخر مع وجود طبقة من الماء بينهما. بفضل هذا، يمكن تشويه المعادن بسهولة أو لفها إلى رقائق رقيقة. أكثر المعادن ليونة هي الذهب الخالص والفضة والنحاس. وتوجد جميع هذه المعادن في الطبيعة بشكلها الأصلي وبدرجات متفاوتة من النقاء. أرز. 3.

أرز. 3. المعادن الموجودة في الطبيعة بشكلها الأصلي

ويصنع منها المجوهرات المختلفة، وخاصة الذهب. بسبب اللدونة المذهلة، يستخدم الذهب في زخرفة القصور. يمكنك طرح ورق الألمنيوم منه بسمك 3 فقط. 10 -3 ملم. يطلق عليه أوراق الذهب ويتم تطبيقه على الجص أو القوالب أو الأشياء الأخرى.

الموصلية الحرارية والكهربائية . النحاس والفضة والذهب والألومنيوم موصل للكهرباء بشكل أفضل. ولكن بما أن الذهب والفضة معادن باهظة الثمن، يتم استخدام النحاس والألمنيوم الأرخص في صناعة الكابلات. أسوأ الموصلات الكهربائية هي المنغنيز والرصاص والزئبق والتنغستن. يتمتع التنغستن بمقاومة كهربائية عالية لدرجة أنه عند المرور التيار الكهربائييبدأ في التوهج. تستخدم هذه الخاصية في صناعة المصابيح المتوهجة.

درجة حرارة الجسمهو مقياس لطاقة الذرات أو الجزيئات المكونة له. يمكن لغاز الإلكترون الموجود في المعدن نقل الطاقة الزائدة بسرعة كبيرة من أيون أو ذرة إلى أخرى. تتساوى درجة حرارة المعدن بسرعة في كامل الحجم، حتى لو حدث التسخين على جانب واحد. ويلاحظ ذلك، على سبيل المثال، إذا قمت بغمس ملعقة معدنية في الشاي.

لمعان معدني. اللمعان هو قدرة الجسم على عكس أشعة الضوء. تتمتع الفضة والألمنيوم والبلاديوم بانعكاسية عالية للضوء. ولذلك، فإن هذه المعادن هي التي يتم تطبيقها بطبقة رقيقة على السطح الزجاجي في صناعة المصابيح الأمامية والأضواء الكاشفة والمرايا.

رابطة الهيدروجين

النظر في نقاط الغليان والانصهار مركبات الهيدروجينالكالكوجينات: الأكسجين والكبريت والسيلينيوم والتيلوريوم. أرز. 4.

أرز. 4

إذا قمنا باستقراء درجات حرارة الغليان والانصهار المباشرة لمركبات الهيدروجين من الكبريت والسيلينيوم والتيلوريوم، فسنرى أن نقطة انصهار الماء يجب أن تكون حوالي -100 درجة مئوية، ونقطة الغليان - حوالي -80 درجة مئوية. ويحدث هذا لأن هناك فجوة بين تفاعل جزيئات الماء - رابطة الهيدروجين, أيّ يوحد جزيئات الماء الى الجمعية . مطلوب طاقة إضافية لتدمير هؤلاء الزملاء.

تتشكل رابطة هيدروجينية بين ذرة هيدروجين شديدة الاستقطاب وذات شحنة موجبة للغاية وذرة أخرى ذات سالبية كهربية عالية جدًا: الفلور أو الأكسجين أو النيتروجين . تظهر أمثلة المواد القادرة على تكوين روابط هيدروجينية في الشكل. 5.

أرز. 5

النظر في تكوين روابط الهيدروجين بين جزيئات الماء.يتم تمثيل الرابطة الهيدروجينية بثلاث نقاط. يرجع حدوث رابطة الهيدروجين إلى الميزة الفريدة لذرة الهيدروجين. نظرًا لأن ذرة الهيدروجين تحتوي على إلكترون واحد فقط، فعندما يتم سحب زوج إلكترون مشترك بعيدًا بواسطة ذرة أخرى، تنكشف نواة ذرة الهيدروجين، والتي تعمل شحنتها الإيجابية على العناصر السالبة للكهرباء في جزيئات المواد.

دعونا نقارن الخصائص الكحول الإيثيلي وثنائي ميثيل الأثير. بناءً على بنية هذه المواد، يترتب على ذلك أن الكحول الإيثيلي يمكن أن يشكل روابط هيدروجينية بين الجزيئات. ويرجع ذلك إلى وجود مجموعة الهيدروكسو. لا يمكن لثنائي ميثيل الأثير تكوين روابط هيدروجينية بين الجزيئات.

دعونا نقارن خصائصها في الجدول 1.

طاولة 1

نقطة الغليان MP، والذوبان في الماء أعلى بالنسبة للكحول الإيثيلي. هذا النمط العامللمواد التي تشكل جزيئاتها رابطة هيدروجينية. وتتميز هذه المواد بارتفاع نقطة الغليان ودرجة حرارة الانصهار والذوبان في الماء وانخفاض التطاير.

الخصائص الفيزيائية تعتمد المركبات أيضًا على الوزن الجزيئي للمادة. لذلك، من المشروع مقارنة الخواص الفيزيائية للمواد ذات الروابط الهيدروجينية فقط مع المواد ذات الكتل الجزيئية المماثلة.

طاقةواحد رابطة الهيدروجينحوالي 10 مرات أقل طاقة الرابطة التساهمية. إذا كانت الجزيئات العضوية ذات التركيب المعقد تحتوي على عدة مجموعات وظيفية قادرة على تكوين روابط هيدروجينية، فيمكن أن تتشكل فيها روابط هيدروجينية داخل الجزيئات (البروتينات، الحمض النووي، الأحماض الأمينية، الأورثونيتروفينول، إلخ). بسبب الرابطة الهيدروجينية تتشكل هيكل ثانويالبروتينات، الحمض النووي الحلزون المزدوج.

اتصال فان دير فالس.

دعونا نتذكر الغازات النبيلة. لم يتم الحصول على مركبات الهيليوم بعد. إنها غير قادرة على تكوين روابط كيميائية عادية.

في درجات حرارة منخفضة للغاية، يمكن الحصول على الهيليوم السائل وحتى الصلب. في الحالة السائلة، تتماسك ذرات الهيليوم معًا بواسطة قوى الجذب الكهروستاتيكية. هناك ثلاثة أنواع من هذه السلطات:

· قوى التوجه. هذا هو التفاعل بين ثنائي القطب (HCl)

· الجذب الاستقرائي. هذا هو التجاذب بين الجزيء ثنائي القطب والجزيء غير القطبي.

· جذب التشتت. هذا هو التفاعل بين جزيئين غير قطبيين (He). يحدث ذلك بسبب الحركة غير المنتظمة للإلكترونات حول النواة.

تلخيص الدرس

يغطي الدرس ثلاثة أنواع من الروابط الكيميائية: الروابط المعدنية، والهيدروجينية، وروابط فان دير فالس. الاعتماد الجسدي و الخواص الكيميائيةمن أنواع مختلفة من الروابط الكيميائية في المادة.

فهرس

1. رودزيتيس ج. كيمياء. الأساسيات كيمياء عامة. الصف الحادي عشر: كتاب مدرسي المؤسسات التعليمية: مستوى أساسي من/ ج. رودزيتيس ، ف. فيلدمان. - الطبعة الرابعة عشرة. - م: التربية، 2012.

2. بوبيل ص. الكيمياء: الصف الثامن: كتاب مدرسي للتعليم العام المؤسسات التعليمية/ ص. بوبيل، L. S. كريفليا. - ك.: أكاديمية آي سي، 2008. - 240 صفحة: مريض.

3. غابرييليان أو إس. كيمياء. الصف 11. مستوى أساسي من. الطبعة الثانية، محذوفة. - م: حبارى، 2007. - 220 ص.

العمل في المنزل

1. رقم 2، 4، 6 (ص 41) رودزيتيس ج. كيمياء. أساسيات الكيمياء العامة. الصف الحادي عشر: الكتاب المدرسي لمؤسسات التعليم العام: المستوى الأساسي / G.E. رودزيتيس ، ف. فيلدمان. - الطبعة الرابعة عشرة. - م: التربية، 2012.

2. لماذا يستخدم التنغستن في صناعة خيوط المصابيح المتوهجة؟

3. ما الذي يفسر عدم وجود روابط هيدروجينية في جزيئات الألدهيد؟

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. ويكمن سبب هذا الاسم في حقيقة أن ذرات العناصر المختلفة لها 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 للرابطة التساهمية القطبية. 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.

عندما تتشكل رابطة كيميائية، تنتقل الإلكترونات من ذرة الصوديوم إلى ذرة الكلور وتتكون أيونات مشحونة بشكل معاكس، والتي لها مستوى طاقة خارجي مكتمل.

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:

م 0 — ني − = م ن + ,

حيث M 0 هي 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.

وكما سبقت الإشارة إليه في الفقرة 4.2.2.1، اتصال معدني- الاتصالات الإلكترونية النوى الذريةمع الحد الأدنى من توطين الإلكترونات المشتركة على كل من النوى الفردية (على عكس الرابطة الأيونية)، وعلى الروابط الفردية (على عكس الرابطة التساهمية). والنتيجة هي رابطة كيميائية متعددة المراكز تعاني من نقص الإلكترون، حيث توفر الإلكترونات المشتركة (على شكل "غاز الإلكترون") الترابط مع أقصى عدد ممكن من النوى (الكاتيونات) التي تشكل بنية المواد المعدنية السائلة أو الصلبة. ولذلك، فإن الرابطة المعدنية ككل غير اتجاهية ومشبعة، وينبغي اعتبارها كذلك الحد من حالة إلغاء تمركز الرابطة التساهمية.دعونا نتذكر أنه في المعادن النقية تظهر الرابطة المعدنية في المقام الأول نووي نووي، أي. لا يمكن أن تحتوي على مكون أيوني. ونتيجة لذلك، فإن الصورة النموذجية لتوزيع كثافة الإلكترون في المعادن هي النوى المتناظرة كرويًا (الكاتيونات) في غاز الإلكترون الموزع بشكل موحد (الشكل 5.10).

ونتيجة لذلك، يتم تحديد البنية النهائية للمركبات ذات النوع السائد من الروابط المعدنية في المقام الأول من خلال العامل الاستاتيكي وكثافة التعبئة في الشبكة البلورية لهذه الكاتيونات (ارتفاع CN). لا يمكن لطريقة BC تفسير الروابط المعدنية. وفقًا لـ MMO، تتميز الرابطة المعدنية بنقص الإلكترونات مقارنة بالرابطة التساهمية. يؤدي التطبيق الصارم للعبة MMO على الروابط والوصلات المعدنية إلى نظرية الفرقة(النموذج الإلكتروني للمعدن)، والذي بموجبه يوجد في الذرات الموجودة في الشبكة البلورية للمعدن تفاعل بين إلكترونات التكافؤ الحرة تقريبًا الموجودة في مدارات الإلكترون الخارجية مع المجال الدوري (الكهربائي) للشبكة البلورية. ونتيجة لذلك، تنقسم مستويات طاقة الإلكترونات وتشكل نطاقًا واسعًا إلى حد ما. وفقًا لإحصائيات فيرمي، فإن أعلى نطاق طاقة يتم ملؤه بالإلكترونات الحرة حتى اكتمال الامتلاء، خاصة إذا كانت شروط الطاقة لذرة فردية تتوافق مع إلكترونين لهما دوران مضاد للتوازي. ومع ذلك، يمكن ملؤها جزئيًا، مما يوفر الفرصة للإلكترونات للانتقال إلى مستويات طاقة أعلى. ثم

وتسمى هذه المنطقة منطقة التوصيل. هناك عدة أنواع رئيسية الموقف النسبينطاقات الطاقة المقابلة للعازل، والمعادن أحادية التكافؤ، والمعادن ثنائية التكافؤ، وأشباه الموصلات الجوهرية، وأشباه الموصلات من النوع n، وأشباه الموصلات من النوع الشوائب/b. تحدد نسبة نطاقات الطاقة أيضًا نوع موصلية المادة الصلبة.

ومع ذلك، فإن هذه النظرية لا تسمح بالتوصيف الكمي للمركبات المعدنية المختلفة ولم تؤد إلى حل لمشكلة أصل المعادن الحقيقية. الهياكل البلوريةمراحل معدنية. الطبيعة المحددة للروابط الكيميائية في المعادن متجانسة النواة والسبائك المعدنية والمركبات غير المتجانسة بين المعادن يعتبرها N.V. أجيف)