رابطة كيميائية

📅 آخر تحديث: ٢٥ يوليو ٢٠٢٦
✍️ نُشر في: ٢٥ يوليو ٢٠٢٦
📷 يحتوي على 7 صور
الموسوعة الحرة

الرابطة التساهمية بين ذرتي هيدروجين لتكوين جزيء الهيدروجين، H٢. في الشكل (أ)، تحيط سحابة من إلكترونين بالنواتين فيالمدار الرابطالذي يربط الجزيء معًا. أما الشكل (ب) فيوضحالمدار المضاد للترابط، وهو أعلى طاقةً ولا يشغله عادةً أي إلكترونات.

الرابطة الكيميائية هي ارتباط الذرات أو الأيونات لتكوين جزيئات ، بلورات ، وبنى أخرى. قد تنشأ الرابطة من القوة الكهروستاتيكية بين أيونات ذات شحنات متضادة، كما في الروابط الأيونية ؛ أو من مشاركة الإلكترونات، كما في الروابط التساهمية ؛ أو من مزيج من هذه التأثيرات. تُوصف الروابط الكيميائية بأنها ذات قوى مختلفة: فهناك "روابط قوية" أو "روابط أولية" مثل الروابط التساهمية والأيونية والمعدنية ، و"روابط ضعيفة" أو "روابط ثانوية" مثل تفاعلات ثنائي القطب ، وقوة تشتت لندن ، والروابط الهيدروجينية .

بما أن الشحنات الكهربائية المتعاكسة تتجاذب، فإن الإلكترونات سالبة الشحنة المحيطة بالنواة والبروتونات موجبة الشحنة داخل النواة تتجاذب فيما بينها. وتنجذب الإلكترونات المشتركة بين نواتين إلى كلتيهما. يعمل " التداخل البنّاء للدالة الموجية في ميكانيكا الكم " [ 1 ] على استقرار النوى المزدوجة (انظر نظريات الروابط الكيميائية ). تحافظ النوى المرتبطة على مسافة مثالية (مسافة الرابطة) تُوازن بين تأثيرات التجاذب والتنافر، كما هو موضح كميًا في نظرية الكم . [ 2 ] [ 3 ]

ترتبط الذرات في الجزيئات والبلورات والمعادن وغيرها من أشكال المادة معًا بواسطة روابط كيميائية، والتي تحدد بنية وخصائص المادة.

يمكن وصف جميع الروابط باستخدام نظرية الكم ، ولكن عمليًا، تسمح القواعد المبسطة والنظريات الأخرى للكيميائيين بالتنبؤ بقوة الروابط واتجاهها وقطبيتها. [ 4 ] تُعد قاعدة الثمانية ونظرية تنافر أزواج إلكترونات غلاف التكافؤ (VSEPR) مثالين على ذلك. ومن النظريات الأكثر تعقيدًا نظرية رابطة التكافؤ ، التي تشمل تهجين المدارات [ 5 ] والرنين ، [ 6 ] ونظرية المدارات الجزيئية ، [ 7 ] التي تشمل التركيب الخطي للمدارات الذرية ونظرية مجال الربيطة . ويُستخدم علم الكهرباء الساكنة لوصف قطبية الروابط وتأثيراتها على المواد الكيميائية.

نظرة عامة على الأنواع الرئيسية للروابط الكيميائية

الرابطة الكيميائية هي تجاذب بين الذرات. ويمكن اعتبار هذا التجاذب ناتجًا عن سلوكيات مختلفة للإلكترونات الخارجية أو إلكترونات التكافؤ في الذرات. تتداخل هذه السلوكيات بسلاسة في ظروف مختلفة، بحيث لا يمكن التمييز بينها بشكل واضح. ومع ذلك، يبقى من المفيد والمألوف التمييز بين أنواع الروابط المختلفة، والتي ينتج عنها خصائص مختلفة للمادة المكثفة .

في أبسط صورة للرابطة التساهمية ، ينجذب إلكترون واحد أو أكثر (غالبًا زوج من الإلكترونات) إلى الفراغ بين نواتي الذرتين. وينتج عن تكوين الرابطة إطلاق طاقة. [ 8 ] لا يعود ذلك إلى انخفاض في طاقة الوضع، لأن انجذاب الإلكترونين إلى البروتونين يُعادله تنافر الإلكترونات مع بعضها البعض وتنافر البروتونات مع بعضها البعض. بل ينشأ إطلاق الطاقة (وبالتالي استقرار الرابطة) من انخفاض الطاقة الحركية نتيجة وجود الإلكترونات في مدار أكثر اتساعًا (أي طول موجة دي برولي أطول ) مقارنةً بوجود كل إلكترون بالقرب من نواته. [ 9 ] توجد هذه الروابط بين ذرتين محددتين يمكن التعرف عليهما، ولها اتجاه في الفراغ، مما يسمح بتصويرها كخطوط متصلة بين الذرات في الرسومات، أو نمذجتها كعصي بين كرات في النماذج.

في الرابطة التساهمية القطبية ، يتشارك إلكترون واحد أو أكثر بشكل غير متساوٍ بين نواتين. غالبًا ما تؤدي الروابط التساهمية إلى تكوين تجمعات صغيرة من الذرات ذات ترابط أفضل تُسمى جزيئات ، والتي ترتبط في المواد الصلبة والسائلة بجزيئات أخرى بقوى أضعف بكثير من الروابط التساهمية التي تربط الجزيئات داخليًا. تُكسب هذه الروابط الجزيئية الضعيفة المواد العضوية الجزيئية، مثل الشموع والزيوت، ليونتها وانخفاض درجة انصهارها (في السوائل، يجب أن تتوقف الجزيئات عن معظم التلامس المنظم أو الموجه مع بعضها البعض). مع ذلك، عندما تربط الروابط التساهمية سلاسل طويلة من الذرات في جزيئات كبيرة (كما في البوليمرات مثل النايلون )، أو عندما تمتد الروابط التساهمية في شبكات عبر مواد صلبة لا تتكون من جزيئات منفصلة (مثل الماس والكوارتز ومعادن السيليكات في أنواع عديدة من الصخور) ، فإن البنى الناتجة قد تكون قوية ومتينة، على الأقل في الاتجاه الصحيح مع شبكات الروابط التساهمية. [ 10 ] كما أن درجات انصهار هذه البوليمرات والشبكات التساهمية تزداد بشكل كبير.

في تبسيط مفهوم الرابطة الأيونية ، لا تتم مشاركة إلكترون الرابطة، بل ينتقل. في هذا النوع من الروابط، يحتوي المدار الذري الخارجي لذرة ما على فراغ يسمح بإضافة إلكترون واحد أو أكثر. تشغل هذه الإلكترونات المضافة حديثًا مستوى طاقة أقل (أقرب فعليًا إلى الشحنة النووية الأكبر) مما تشغله في ذرة أخرى. وبالتالي، توفر نواة ما موقعًا أكثر ارتباطًا للإلكترون من نواة أخرى، مما يسمح لذرة ما بنقل إلكترون إلى الذرة الأخرى. يؤدي هذا النقل إلى اكتساب إحدى الذرتين شحنة موجبة صافية، والأخرى شحنة سالبة صافية. تنشأ الرابطة نتيجة التجاذب الكهروستاتيكي بين الأيونات الموجبة والسالبة الشحنة . يمكن اعتبار الروابط الأيونية أمثلة متطرفة للاستقطاب في الروابط التساهمية. غالبًا، لا يكون لهذه الروابط اتجاه محدد في الفراغ، لأنها تنشأ عن تجاذب كهروستاتيكي متساوٍ لكل أيون مع جميع الأيونات المحيطة به. الروابط الأيونية قوية (لذا تتطلب المواد الأيونية درجات حرارة عالية للانصهار)، لكنها هشة أيضاً، لأن القوى بين الأيونات قصيرة المدى ولا تستطيع بسهولة سد الشقوق والكسور. هذا النوع من الروابط هو ما يُكسب بلورات الأملاح المعدنية التقليدية، مثل ملح الطعام، خصائصها الفيزيائية.

يُعدّ الترابط المعدني نوعًا من الروابط الكيميائية الأقل شيوعًا . في هذا النوع، تُساهم كل ذرة في المعدن بإلكترون واحد أو أكثر في "بحر" من الإلكترونات الموجودة بين العديد من ذرات المعدن. في هذا البحر، يكون كل إلكترون حرًا (بحكم طبيعته الموجية ) للارتباط بعدد كبير من الذرات في آنٍ واحد. تنشأ الرابطة لأن ذرات المعدن تُصبح مشحونة بشحنة موجبة جزئيًا نتيجة فقدان إلكتروناتها، بينما تبقى الإلكترونات منجذبة إلى العديد من الذرات، دون أن تكون جزءًا من أي ذرة مُحددة. يُمكن اعتبار الترابط المعدني مثالًا مُتطرفًا على عدم تمركز الإلكترونات على نظام واسع من الروابط التساهمية، حيث تُشارك فيه كل ذرة. غالبًا ما يكون هذا النوع من الروابط قويًا جدًا (مما يُؤدي إلى قوة الشد للمعادن). مع ذلك، فإن الترابط المعدني أكثر جماعية في طبيعته من الأنواع الأخرى، ولذلك يسمح لبلورات المعادن بالتشوه بسهولة أكبر، لأنها تتكون من ذرات منجذبة إلى بعضها البعض، ولكن ليس بطرق مُوجهة بشكل خاص. هذا ما يُؤدي إلى ليونة المعادن. تتسبب سحابة الإلكترونات في الروابط المعدنية في التوصيل الكهربائي والحراري الجيد المميز للمعادن، وكذلك بريقها اللامع الذي يعكس معظم ترددات الضوء الأبيض.

تاريخ

النظرية الكيميائية ما قبل الذرية

في أواخر القرن السابع عشر، طوّر روبرت بويل مفهوم العنصر الكيميائي كمادة تختلف عن المركب. [ 11 ] : 293. ومع اقتراب نهاية القرن الثامن عشر، ظهرت عدة تطورات مهمة في الكيمياء دون الإشارة إلى نظرية الذرة. كان أولها أنطوان لافوازييه الذي أثبت أن المركبات تتكون من عناصر بنسب ثابتة، مُعيدًا تعريف العنصر كمادة لا يستطيع العلماء تحليلها إلى مواد أبسط بالتجربة. وضع هذا حدًا للفكرة القديمة القائلة بأن عناصر المادة هي النار والتراب والهواء والماء، والتي لم يكن لها أي دليل تجريبي. أثبت لافوازييه أن الماء يمكن تحليله إلى هيدروجين وأكسجين ، واللذان بدورهما لم يستطع تحليلهما إلى أي شيء أبسط، مُثبتًا بذلك أنهما عنصران. [ 12 ] : 197. كما وضع لافوازييه قانون حفظ الكتلة ، الذي ينص على أنه في التفاعل الكيميائي، لا تظهر المادة ولا تختفي في الهواء؛ فالكتلة الكلية تبقى ثابتة حتى لو تحولت المواد الداخلة في التفاعل. [ 11 ] : 293 في عام 1797، وضع الكيميائي الفرنسي جوزيف بروست قانون النسب الثابتة ، الذي ينص على أنه إذا تم تحليل مركب إلى عناصره الكيميائية المكونة له، فإن كتل تلك المكونات ستحافظ دائمًا على نفس النسب الوزنية، بغض النظر عن كمية المركب الأصلي أو مصدره. وقد ميّز هذا التعريف المركبات عن المخاليط. [ 13 ]

في السنوات الأولى من القرن التاسع عشر، أجرى همفري ديفي تجارب على تحليل المركبات إلى عناصرها باستخدام اختراع جديد هو البطارية الفولتية . [ 14 ] : 94 وقد أدى ذلك إلى تكهنات بأن الروابط الكيميائية مرتبطة بالكهرباء، وفي عام 1812 نشر يونس ياكوب بيرزيليوس نظرية الاتحاد الكيميائي التي تؤكد على الخصائص الكهرسلبية والكهروإيجابية للذرات المتحدّة. [ 14 ] : 99

بحلول منتصف القرن التاسع عشر، قام كلٌّ من إدوارد فرانكلاند ، وإف إيه كيكولي ، وإيه إس كوبر، وألكسندر بوتليروف ، وهيرمان كولبي ، بالاستناد إلى نظرية الجذور الحرة ، بتطوير نظرية التكافؤ ، التي كانت تُسمى في الأصل "قوة الربط"، والتي تنص على أن المركبات تتحد نتيجةً لتجاذب الأقطاب الموجبة والسالبة. [ 15 ] وفي عام 1904، اقترح ريتشارد أبيج قاعدته التي تنص على أن الفرق بين أعلى وأدنى تكافؤ لعنصر ما غالبًا ما يكون ثمانية. [ 16 ]

النظرية الذرية

اتضحت طبيعة الذرة أكثر مع اكتشاف إرنست رذرفورد عام 1911 لنواة ذرية محاطة بالإلكترونات. في بحثه، أشار رذرفورد إلى نموذج الفيزيائي الياباني هانتارو ناغاوكا ، [ 17 ] الذي رفض نموذج طومسون "بودنغ البرقوق" بحجة أن الشحنات المتعاكسة لا يمكن اختراقها. في عام 1904، اقترح ناغاوكا نموذجًا كوكبيًا بديلًا للذرة، حيث يحيط مركز موجب الشحنة بعدد من الإلكترونات الدوارة، على غرار كوكب زحل وحلقاته. [ 18 ]

افترض نموذج ناغاوكا ما يلي:

  • مركز ذري ضخم للغاية (على غرار كوكب ضخم للغاية)
  • الإلكترونات تدور حول النواة، مرتبطة بقوى كهروستاتيكية (على غرار الحلقات التي تدور حول زحل، المرتبطة بقوى الجاذبية).

في مؤتمر سولفاي عام 1911، وفي مناقشة ما يمكن أن ينظم فروق الطاقة بين الذرات، صرح ماكس بلانك قائلاً: "يمكن أن تكون الوسائط هي الإلكترونات." [ 19 ] وقد أشارت هذه النماذج النووية إلى أن الإلكترونات تحدد السلوك الكيميائي.

ثم جاء نموذج نيلز بور لعام 1913 للذرة النووية ذات المدارات الإلكترونية.

النظرية الكيميائية الحديثة

أمثلة على مخططات لويس النقطية المستخدمة لتمثيل الإلكترونات في الروابط الكيميائية بين الذرات، وتظهر هنا ذرات الكربون (C) والهيدروجين (H) والأكسجين (O). طُوّرت مخططات لويس عام ١٩١٦ على يد جيلبرت ن. لويس لوصف الروابط الكيميائية، ولا تزال تُستخدم على نطاق واسع حتى اليوم. يُمثل كل خط مستقيم أو زوج من النقاط زوجًا من الإلكترونات. وتمثل الأزواج الموجودة بين الذرات روابط كيميائية.

في عام 1916، طور الكيميائي جيلبرت ن. لويس مفهوم روابط أزواج الإلكترونات ، حيث يمكن لذرتين أن تشتركا في إلكترون واحد إلى ستة إلكترونات، وبالتالي تشكلان رابطة أحادية الإلكترون ، أو رابطة أحادية ، أو رابطة ثنائية ، أو رابطة ثلاثية ؛ على حد تعبير لويس نفسه، "يمكن للإلكترون أن يشكل جزءًا من غلاف ذرتين مختلفتين ولا يمكن القول إنه ينتمي إلى أي منهما حصريًا." [ 20 ]

وفي عام 1916 أيضاً، طرح والتر كوسيل نظرية مشابهة لنظرية لويس، إلا أن نموذجه افترض انتقالاً كاملاً للإلكترونات بين الذرات، وبالتالي كان نموذجاً للرابطة الأيونية . وقد بنى كل من لويس وكوسيل نماذجهما للترابط على قاعدة أبيج (1904).

اقترح نيلز بور نموذجًا للرابطة الكيميائية عام 1913. ووفقًا لنموذجه للجزيء ثنائي الذرة ، تُشكّل إلكترونات ذرات الجزيء حلقةً دوّارةً يكون مستواها عموديًا على محور الجزيء وعلى مسافة متساوية من أنوية الذرات. ويتحقق التوازن الديناميكي للنظام الجزيئي من خلال توازن القوى بين قوى تجاذب الأنوية لمستوى حلقة الإلكترونات وقوى التنافر المتبادل بين الأنوية. وقد أخذ نموذج بور للرابطة الكيميائية في الحسبان التنافر الكولومبي ، حيث تكون الإلكترونات في الحلقة على أقصى مسافة ممكنة من بعضها البعض. [ 21 ] [ 22 ]

في عام ١٩٢٧ ، قدّم الفيزيائي الدنماركي أويفيند بوراو أول وصف كمي كامل رياضيًا لرابطة كيميائية بسيطة، وهي تلك التي ينتجها إلكترون واحد في أيون الهيدروجين الجزيئي، H₂⁺ . [ ٢٣ ] أظهر هذا العمل أن النهج الكمي للروابط الكيميائية يمكن أن يكون صحيحًا من الناحية الأساسية والكمية، لكن الأساليب الرياضية المستخدمة لم تكن قابلة للتطبيق على الجزيئات التي تحتوي على أكثر من إلكترون واحد. وفي العام نفسه، قدّم والتر هايتلر وفريتز لندن نهجًا أكثر عملية، وإن كان أقل كمية. تُشكّل طريقة هايتلر-لندن أساس ما يُعرف الآن بنظرية رابطة التكافؤ . [ 24 ] في عام 1929، قدم السير جون لينارد جونز تقريب طريقة المدارات الجزيئية ذات التركيب الخطي للمدارات الذرية (LCAO) ، كما اقترح طرقًا لاستنتاج البنى الإلكترونية لجزيئات الفلور (F₂ ) والأكسجين ( O₂ ) انطلاقًا من مبادئ الكم الأساسية. مثّلت نظرية المدارات الجزيئية هذه الرابطة التساهمية كمدار يتكون من دمج مدارات شرودنغر الذرية الكمومية، التي تم افتراضها للإلكترونات في الذرات المفردة. لم يكن من الممكن حل معادلات إلكترونات الترابط في الذرات متعددة الإلكترونات حلاً رياضيًا دقيقًا (أي تحليليًا )، لكن التقريبات المستخدمة فيها أعطت العديد من التنبؤات والنتائج النوعية الجيدة. تستخدم معظم الحسابات الكمية في كيمياء الكم الحديثة إما نظرية رابطة التكافؤ أو نظرية المدارات الجزيئية كنقطة انطلاق، على الرغم من أن نهجًا ثالثًا، وهو نظرية الكثافة الوظيفية ، قد اكتسب شعبية متزايدة في السنوات الأخيرة.

في عام 1933، أجرى إتش إتش جيمس وإيه إس كوليدج حسابات على جزيء ثنائي الهيدروجين، على عكس جميع الحسابات السابقة التي استخدمت دوالًا تعتمد فقط على بُعد الإلكترون عن نواة الذرة، حيث استخدما دوالًا تُضيف صراحةً المسافة بين الإلكترونين. [ 25 ] وباستخدام ما يصل إلى 13 مُعاملًا قابلًا للتعديل، حصلا على نتيجة قريبة جدًا من النتيجة التجريبية لطاقة التفكك. وفي امتدادات لاحقة، استُخدم ما يصل إلى 54 مُعاملًا، وحققت توافقًا ممتازًا مع التجارب. أقنعت هذه الحسابات المجتمع العلمي بأن نظرية الكم قادرة على التوافق مع التجربة. مع ذلك، يفتقر هذا النهج إلى الصور الفيزيائية لنظريتي رابطة التكافؤ والمدارات الجزيئية، ويصعب تطبيقه على جزيئات أكبر.

الروابط في الصيغ الكيميائية

نظرًا لأن الذرات والجزيئات ثلاثية الأبعاد، يصعب استخدام طريقة واحدة للإشارة إلى المدارات والروابط. في الصيغ الجزيئية، تُشار إلى الروابط الكيميائية (المدارات الرابطة) بين الذرات بطرق مختلفة تبعًا لنوع المناقشة. أحيانًا، تُهمل بعض التفاصيل. على سبيل المثال، في الكيمياء العضوية، يُركز أحيانًا على المجموعة الوظيفية للجزيء فقط. لذا، يمكن كتابة الصيغة الجزيئية للإيثانول بالشكل التوافقي ، أو الشكل ثلاثي الأبعاد، أو الشكل ثنائي الأبعاد الكامل (مع الإشارة إلى كل رابطة دون اتجاهات ثلاثية الأبعاد)، أو الشكل ثنائي الأبعاد المضغوط (CH₃ –CH₂–OH)، أو بفصل المجموعة الوظيفية عن جزء آخر من الجزيء (C₂H₅OH ) ، أو بمكوناته الذرية (C₂H₆O ) ، وفقًا لما يُناقش. أحيانًا، تُحدد حتى إلكترونات غلاف التكافؤ غير الرابطة (مع الاتجاهات التقريبية ثنائية الأبعاد)، كما هو الحال مع عنصر الكربون ' C ' . قد يقوم بعض الكيميائيين أيضًا بتحديد المدارات المعنية، على سبيل المثال أنيون الإيثين −4 الافتراضي ( \ / C=C / \ −4 ) مما يشير إلى إمكانية تكوين الرابطة.

روابط كيميائية قوية

أطوال الروابط النموذجية بوحدة pm وطاقات الروابط بوحدة kJ/mol. [ 26 ] يمكن تحويل أطوال الروابط إلى Å عن طريق القسمة على 100 (1 Å = 100 pm).
رابطةالطول (بيكومتر)الطاقة (كيلوجول/مول)
H — الهيدروجين
H–H74436
H–O96467
H–F92568
H–Cl127432
ج - كربون
C–H109413
نسخة154347
C–C=151
=C–C≡147
=ج–ج=148
ج=ج134614
C≡C120839
ج–ن147308
C–O143358
C=O745
C≡O1072
ج–و134488
C–Cl177330
N — النيتروجين
N–H101391
ن–ن145170
N≡N110945
الأكسجين​
O–O148146
O=O121495
F، Cl، Br، I — الهالوجينات
F–F142158
Cl–Cl199243
Br–H141366
برو-برو228193
I–H161298
I–I267151

الروابط الكيميائية القوية هي القوى الجزيئية الداخلية التي تربط الذرات معًا في الجزيئات . تتكون الرابطة الكيميائية القوية من انتقال أو مشاركة الإلكترونات بين مراكز الذرات، وتعتمد على التجاذب الكهروستاتيكي بين البروتونات في النوى والإلكترونات في المدارات.

تختلف أنواع الروابط القوية تبعًا لاختلاف الكهرسلبية للعناصر المكونة لها. الكهرسلبية هي ميل ذرة عنصر كيميائي معين لجذب الإلكترونات المشتركة عند تكوين رابطة كيميائية، فكلما زادت الكهرسلبية، زاد جذبها للإلكترونات. تُعد الكهرسلبية طريقة بسيطة لتقدير طاقة الرابطة كميًا ، والتي تُميز الرابطة على مقياس متصل من الرابطة التساهمية إلى الرابطة الأيونية . يؤدي الاختلاف الكبير في الكهرسلبية إلى زيادة قطبية (أيونية) الرابطة.

الرابطة الأيونية

التركيب البلوري لكلوريد الصوديوم (NaCl) مع كاتيونات الصوديوم ( Na + ) باللون الأرجواني وأنيونات الكلوريد ( Cl- ) باللون الأخضر . تمثل النقاط الصفراء القوة الكهروستاتيكية بين الأيونات ذات الشحنات المتعاكسة.

الرابطة الأيونية نوع من التفاعل الكهروستاتيكي بين الذرات التي تختلف في كهرسلبية كبيرة. لا توجد قيمة محددة تميز الرابطة الأيونية عن الرابطة التساهمية، ولكن يُرجح أن يكون فرق الكهرسلبية الذي يزيد عن 1.7 أيونيًا، بينما يُرجح أن يكون الفرق الأقل من 1.7 تساهميًا. [ 27 ] تؤدي الرابطة الأيونية إلى تكوين أيونات موجبة وسالبة منفصلة . تتراوح الشحنات الأيونية عادةً بين -3 إلكترونات و+3 إلكترونات . تكثر الروابط الأيونية في أملاح المعادن مثل كلوريد الصوديوم (ملح الطعام). من السمات المميزة للروابط الأيونية أن الذرات تتشكل في بلورات أيونية، حيث لا يرتبط أيون بأيون آخر برابطة اتجاهية محددة. بل يُحاط كل أيون بأيونات ذات شحنة معاكسة، وتكون المسافة بينه وبين كل أيون من الأيونات المجاورة له متساوية لجميع الذرات المحيطة من النوع نفسه. وبالتالي، لم يعد من الممكن ربط أيون بأي ذرة متأينة أخرى مجاورة له. وهذا يختلف عن الوضع في البلورات التساهمية، حيث لا تزال الروابط التساهمية بين ذرات محددة قابلة للتمييز من خلال المسافات الأقصر بينها، كما تُقاس بتقنيات مثل حيود الأشعة السينية .

قد تحتوي البلورات الأيونية على مزيج من الأنواع التساهمية والأيونية، كما هو الحال في أملاح الأحماض المعقدة مثل سيانيد الصوديوم (NaCN). يُظهر حيود الأشعة السينية أنه في سيانيد الصوديوم، على سبيل المثال، تكون الروابط بين كاتيونات الصوديوم (Na⁺ ) وأنيونات السيانيد (CN⁻ ) أيونية ، دون وجود أيون صوديوم مرتبط بأي سيانيد محدد . مع ذلك، فإن الروابط بين ذرات الكربون (C) والنيتروجين (N) في السيانيد هي من النوع التساهمي ، بحيث ترتبط كل ذرة كربون بقوة بذرة نيتروجين واحدة فقط ، وهي أقرب إليها فيزيائيًا بكثير من ارتباطها بذرات الكربون أو النيتروجين الأخرى في بلورة سيانيد الصوديوم.

عند صهر هذه البلورات وتحويلها إلى سوائل، تنكسر الروابط الأيونية أولًا لأنها غير موجهة، مما يسمح للأيونات المشحونة بالتحرك بحرية. وبالمثل، عند ذوبان هذه الأملاح في الماء، تنكسر الروابط الأيونية عادةً بفعل تفاعلها مع الماء، بينما تبقى الروابط التساهمية قائمة. على سبيل المثال، في المحلول، تتحرك أيونات السيانيد، التي لا تزال مرتبطة معًا كأيونات CN⁻ منفردة ، بشكل مستقل في المحلول، وكذلك أيونات الصوديوم Na⁺ . في الماء، تتباعد الأيونات المشحونة لأن كل أيون منها ينجذب بقوة أكبر إلى عدد من جزيئات الماء مقارنةً بانجذابه إلى بعضها البعض. ويعود التجاذب بين الأيونات وجزيئات الماء في هذه المحاليل إلى نوع من الروابط الكيميائية الضعيفة ثنائية القطب . في المركبات الأيونية المنصهرة، تستمر الأيونات في الانجذاب إلى بعضها البعض، ولكن ليس بطريقة منتظمة أو بلورية.

الرابطة التساهمية

الروابط التساهمية غير القطبية في الميثان (CH4 ) . يوضح تركيب لويس الإلكترونات المشتركة بين ذرات الكربون والهيدروجين.

الرابطة التساهمية نوع شائع من الروابط، حيث تتشارك ذرتان أو أكثر إلكترونات التكافؤ بالتساوي تقريبًا. أبسط أنواعها وأكثرها شيوعًا هي الرابطة الأحادية التي تتشارك فيها ذرتان إلكترونين. تشمل الأنواع الأخرى الرابطة الثنائية ، والرابطة الثلاثية ، والروابط أحادية وثلاثية الإلكترونات ، والرابطة ثلاثية المراكز ثنائية الإلكترونات ، والرابطة ثلاثية المراكز رباعية الإلكترونات .

في الروابط التساهمية غير القطبية، يكون فرق الكهرسلبية بين الذرات المرتبطة صغيرًا، ويتراوح عادةً بين 0 و0.3. تُوصف الروابط داخل معظم المركبات العضوية بأنها تساهمية. يوضح الشكل جزيء الميثان ( CH₄ )، حيث تُكوّن كل ذرة هيدروجين رابطة تساهمية مع ذرة الكربون. انظر روابط سيجما وروابط باي للاطلاع على وصف LCAO لهذه الروابط. [ 28 ]

غالباً ما تكون الجزيئات التي تتكون أساساً من روابط تساهمية غير قطبية غير قابلة للامتزاج في الماء أو المذيبات القطبية الأخرى ، ولكنها أكثر قابلية للذوبان في المذيبات غير القطبية مثل الهكسان .

الرابطة التساهمية القطبية هي رابطة تساهمية ذات طابع أيوني ملحوظ . وهذا يعني أن الإلكترونين المشتركين أقرب إلى إحدى الذرتين من الأخرى، مما يُحدث اختلالًا في الشحنة. تتشكل هذه الروابط بين ذرتين ذواتي كهرسلبية مختلفة بشكل معتدل، وتُنتج تفاعلات ثنائية القطب . يتراوح فرق الكهرسلبية بين الذرتين في هذه الروابط بين 0.3 و 1.7.

الروابط الفردية والمتعددة

تُشير الرابطة الأحادية بين ذرتين إلى مشاركة زوج واحد من الإلكترونات. تمتلك ذرة الهيدروجين (H) إلكترون تكافؤ واحد. يمكن لذرتي هيدروجين أن تُشكلا جزيئًا، مُرتبطتين معًا بواسطة زوج الإلكترونات المُشترك. تمتلك كل ذرة هيدروجين الآن التوزيع الإلكتروني للغاز النبيل، وهو الهيليوم (He). يُشكل زوج الإلكترونات المُشترك رابطة تساهمية أحادية. تزداد كثافة الإلكترونات لهذين الإلكترونين الرابطين في المنطقة بين الذرتين مُقارنةً بكثافة الإلكترونات في ذرتي هيدروجين غير مُتفاعلتين.

مداران من نوع p يشكلان رابطة باي.

تتكون الرابطة الثنائية من زوجين من الإلكترونات المشتركة، أحدهما في رابطة سيجما والآخر في رابطة باي، حيث تتركز كثافة الإلكترونات على جانبين متقابلين من المحور بين النواتين. أما الرابطة الثلاثية فتتكون من ثلاثة أزواج من الإلكترونات المشتركة، تشكل رابطة سيجما واحدة ورابطتين باي. ومن أمثلتها ذرة النيتروجين. أما الروابط الرباعية وما فوقها فهي نادرة جدًا، وتوجد فقط بين ذرات فلزات انتقالية معينة .

الرابطة التساهمية التناسقية (الرابطة ثنائية القطب)

ناتج إضافة الأمونيا وثلاثي فلوريد البورون

الرابطة التساهمية التناسقية هي رابطة تساهمية يكون فيها إلكترونا الرابطة المشتركان من نفس الذرة المشاركة في الرابطة. على سبيل المثال، يشكل ثلاثي فلوريد البورون (BF₃ ) والأمونيا ( NH₃ ) مُركبًا تناسقيًا أو مُركبًا إضافيًا F₃B ←NH₃ برابطة B–N، حيث يتشارك زوج إلكتروني حر على ذرة النيتروجين مع مدار ذري فارغ على ذرة البورون. يُوصف BF₃ ، الذي يحتوي على مدار فارغ، بأنه مُستقبل لزوج إلكتروني أو حمض لويس ، بينما يُوصف NH₃ ، الذي يحتوي على زوج إلكتروني حر قابل للمشاركة، بأنه مانح لزوج إلكتروني أو قاعدة لويس . تتشارك الذرات الإلكترونات بالتساوي تقريبًا، على عكس الرابطة الأيونية. يُشار إلى هذا النوع من الروابط بسهم يُشير إلى حمض لويس. (في الشكل، الخطوط المتصلة هي روابط في مستوى الرسم التخطيطي، والخطوط المتقطعة تُشير نحو المُشاهد، والخطوط المتقطعة تُشير بعيدًا عن المُشاهد).

ترتبط معقدات الفلزات الانتقالية عمومًا بروابط تساهمية تناسقية. على سبيل المثال، يتفاعل أيون الفضة (Ag +) كحمض لويس مع جزيئين من قاعدة لويس (NH3 ) لتكوين أيون معقد (Ag(NH3 ) 2+ ) ، والذي يحتوي على رابطتين تساهميتين تناسقيتين من نوع Ag←N.

الترابط المعدني

في الرابطة المعدنية، تنتشر إلكترونات الرابطة على شبكة من الذرات. وعلى النقيض من ذلك، في المركبات الأيونية، تكون مواقع إلكترونات الرابطة وشحناتها ثابتة. وتؤدي الحركة الحرة أو عدم تمركز إلكترونات الرابطة إلى خصائص معدنية كلاسيكية مثل اللمعان ( انعكاس الضوء السطحي )، والتوصيل الكهربائي والحراري ، والليونة ، وقوة الشد العالية .

الترابط بين الجزيئات

توجد أنواع عديدة من الروابط الضعيفة التي يمكن أن تتشكل بين جزيئين أو أكثر غير مرتبطين بروابط تساهمية. وتتسبب القوى بين الجزيئية في تجاذب أو تنافر الجزيئات. وغالبًا ما تؤثر هذه القوى على الخصائص الفيزيائية للمادة (مثل درجة انصهارها ).

قوى فان دير فالس هي تفاعلات بين جزيئات ذات أغلفة إلكترونية مكتملة . وتشمل هذه القوى كلاً من التفاعلات الكولومبية بين الشحنات الجزئية في الجزيئات القطبية ، وقوى التنافر الباولي بين أغلفة الإلكترونات المكتملة. [ 29 ] : 696

قوى كيسوم هي القوى بين ثنائيات الأقطاب الدائمة لجزيئين قطبيين. [ 29 ] : 701 أما قوى تشتت لندن فهي القوى بين ثنائيات الأقطاب المستحثة لجزيئات مختلفة. [ 29 ] : 703 كما يمكن أن يحدث تفاعل بين ثنائي قطب دائم في جزيء وثنائي قطب مستحث في جزيء آخر. [ 29 ] : 702

تتكون الروابط الهيدروجينية من النوع A-H•••B عندما تكون A وB ذرتين ذواتي كهرسلبية عالية (عادةً النيتروجين أو الأكسجين أو الفلور)، بحيث تُكوّن A رابطة تساهمية قطبية عالية مع الهيدروجين، مما يُكسب الهيدروجين شحنة موجبة جزئية، بينما تمتلك B زوجًا إلكترونيًا حرًا ينجذب إلى هذه الشحنة الموجبة الجزئية مُكوّنًا رابطة هيدروجينية. [ 29 ] : 702. تُعزى درجات الغليان العالية للماء والأمونيا، مقارنةً بنظائرها الأثقل، إلى الروابط الهيدروجينية. في بعض الحالات، يمكن أن تتكون رابطة هالوجينية مماثلة بواسطة ذرة هالوجين تقع بين ذرتين كهرسلبيتين في جزيئات مختلفة.

على مسافات قصيرة، تصبح قوى التنافر بين الذرات مهمة أيضاً. [ 29 ] : 705-6

نظريات الروابط الكيميائية

في حالة الرابطة الأيونية "الخالصة" (غير الواقعية) ، تتمركز الإلكترونات بشكل مثالي على إحدى الذرتين في الرابطة. ويمكن فهم هذه الروابط من خلال الفيزياء الكلاسيكية . وتعتمد القوة بين الذرات على كمونات كهروستاتيكية متصلة ومتساوية الخواص. ويتناسب مقدار هذه القوة تناسبًا طرديًا مع حاصل ضرب الشحنتين الأيونيتين وفقًا لقانون كولوم . [ 30 ]

تُفهم الروابط التساهمية بشكل أفضل من خلال نظرية رابطة التكافؤ (VB) أو نظرية المدارات الجزيئية (MO) . ويمكن فهم خصائص الذرات المشاركة باستخدام مفاهيم مثل عدد التأكسد والشحنة الرسمية والكهرسلبية . لا تُنسب كثافة الإلكترونات داخل الرابطة إلى ذرات منفردة، بل تتوزع بين الذرات. في نظرية رابطة التكافؤ، يُتصور أن الرابطة تتكون من أزواج إلكترونية متمركزة ومشتركة بين ذرتين عبر تداخل المدارات الذرية. وتُعزز مفاهيم تهجين المدارات والرنين هذا المفهوم الأساسي لرابطة زوج الإلكترونات. أما في نظرية المدارات الجزيئية، فتُعتبر الرابطة غير متمركزة وموزعة في مدارات تمتد عبر الجزيء وتتكيف مع خصائص تناظره، وذلك عادةً من خلال النظر في التراكيب الخطية للمدارات الذرية (LCAO). وتُعد نظرية رابطة التكافؤ أكثر سهولة من الناحية الكيميائية لكونها متمركزة مكانيًا، مما يسمح بالتركيز على أجزاء الجزيء التي تخضع للتغير الكيميائي. على النقيض من ذلك، تُعدّ المدارات الجزيئية أكثر "طبيعية" من وجهة نظر ميكانيكا الكم، إذ تتمتع طاقات المدارات بأهمية فيزيائية وترتبط ارتباطًا مباشرًا بطاقات التأين التجريبية المُستقاة من مطيافية الإلكترونات الضوئية . ونتيجةً لذلك، غالبًا ما يُنظر إلى نظرية الرابطة التكافؤية ونظرية المدارات الجزيئية على أنهما إطاران متنافسان لكنهما متكاملان، يُقدّمان رؤى مختلفة للأنظمة الكيميائية. وباعتبارهما منهجين لنظرية البنية الإلكترونية، يُمكن لكلتا الطريقتين، المدارات الجزيئية والرابطة التكافؤية، أن تُقدّما تقريبات لأي مستوى مطلوب من الدقة، على الأقل من حيث المبدأ. ومع ذلك، عند المستويات الأدنى، تختلف التقريبات، وقد يكون أحد المنهجين أنسب للحسابات التي تتضمن نظامًا أو خاصية معينة من الآخر. [ 31 ]

على عكس قوى كولوم المتناظرة كرويًا في الروابط الأيونية النقية، فإن الروابط التساهمية موجهة وغير متناحية بشكل عام . وغالبًا ما تُصنف هذه الروابط بناءً على تناظرها بالنسبة لمستوى الجزيء إلى روابط سيجما وروابط باي . في الحالة العامة، تُكوّن الذرات روابط وسيطة بين الروابط الأيونية والتساهمية، وذلك تبعًا للكهرسلبية النسبية للذرات المعنية. تُعرف هذه الروابط بالروابط التساهمية القطبية . [ 32 ]

انظر أيضاً

مراجع

  1. ↑ ليفين، دانيال س.؛ هيد-غوردون، مارتن (29-09-2020). "توضيح الأصل الكمي للرابطة الكيميائية التساهمية" . نيتشر كوميونيكيشنز . 11 (1). سبرينغر ساينس آند بيزنس ميديا ​​ذ.م.م: 4893. Bibcode : 2020NatCo..11.4893L . doi : 10.1038/ s41467-020-18670-8 . ISSN 2041-1723 . PMC 7524788. PMID 32994392. S2CID 222157102 .    
  2. ↑ باولينغ، ل. (1931)، "طبيعة الرابطة الكيميائية. تطبيق النتائج المستخلصة من ميكانيكا الكم ومن نظرية القابلية المغناطيسية البارامغناطيسية على بنية الجزيئات"، مجلة الجمعية الكيميائية الأمريكية ، 53 (4): 1367-1400 ، Bibcode : 1931JAChS..53.1367P ، doi : 10.1021/ja01355a027
  3. ^ هوند ، ف. (1928). "Zur Deutung der Molekelspektren. IV" . Zeitschrift für Physik (باللغة الألمانية). 51 ( 11– 12): 759– 795. بيب كود : 1928ZPhy...51..759H . دوى : 10.1007/BF01400239 . ردمك 1434-6001 . S2CID 121366097 .  
  4. ↑ فرينكينغ، غيرنوت؛ كراب، أندرياس (15 يناير 2007). "النماذج الفريدة في عالم الروابط الكيميائية" . مجلة الكيمياء الحاسوبية . 28 (1): 15-24 . Bibcode : 2007JCoCh..28...15F . doi : 10.1002/jcc.20543 . PMID: 17109434. S2CID : 7504671 .  
  5. ↑ جنسن، فرانك (1999). مقدمة في الكيمياء الحاسوبية . جون وايلي وأولاده. ISBN 978-0-471-98425-2.
  6. ↑ باولينغ، لينوس (1960). "مفهوم الرنين" . طبيعة الرابطة الكيميائية - مقدمة في الكيمياء البنيوية الحديثة ( الطبعة الثالثة). مطبعة جامعة كورنيل. الصفحات 10-13 . ISBN   978-0801403330.{{cite book}}عدم توافق رقم ISBN / التاريخ ( مساعدة )
  7. ↑ جيليسبي، آر جيه (2004)، "تدريس الهندسة الجزيئية باستخدام نموذج VSEPR"، مجلة التعليم الكيميائي ، 81 (3): 298-304 ، Bibcode : 2004JChEd..81..298G ، doi : 10.1021/ed081p298
  8. ↑ هاوسكروفت، كاثرين إي؛ شارب، آلان جي (2005). الكيمياء غير العضوية ( الطبعة الثانية). بيرسون برنتيس-هال. ص 100. ISBN   0130-39913-2.
  9. ↑ ريو، ف. (2001). "الرابطة التساهمية في الهيدروجين " . المعلم الكيميائي . 6 (5): 288-290 . doi : 10.1007/s00897010509a . S2CID 97871973 . 
  10. ↑ هاوسكروفت، كاثرين إي؛ شارب، آلان جي (2005). الكيمياء غير العضوية ( الطبعة الثانية). بيرسون برنتيس-هال. ص 100. ISBN   0130-39913-2.
  11. 1 2 ويتاكر، إدموند ت. (1989). تاريخ نظريات الأثير والكهرباء. 1: النظريات الكلاسيكية (طبعة مُعاد طباعتها ). نيويورك: دار نشر دوفر. ISBN  978-0-486-26126-3.
  12. ↑ بولمان، برنارد (1998). الذرة في تاريخ الفكر البشري . أكسفورد، إنجلترا: مطبعة جامعة أكسفورد. ص 31-33 . ISBN  978-0-19-515040-7أُرشف من المصدر الأصلي في 5 فبراير 2021. تم الاطلاع عليه في 25 أكتوبر 2020 .
  13. ↑ "قانون النسب الثابتة | الكيمياء" . موسوعة بريتانيكا . تم الاطلاع عليه بتاريخ 2020-09-03 .
  14. 1 2 هدسون، جون (1992). تاريخ الكيمياء . بوسطن، ماساتشوستس: سبرينغر الولايات المتحدة. doi : 10.1007/978-1-4684-6441-2 . ISBN 978-1-4684-6443-6.
  15. ↑ فرانكلاند، إي. (1852). "حول سلسلة جديدة من الأجسام العضوية التي تحتوي على معادن". المعاملات الفلسفية للجمعية الملكية في لندن . 142 : 417-444 . doi : 10.1098/rstl.1852.0020 . S2CID 186210604 . 
  16. ^ أبيج ، ر. (1904). "Die Valenz und dasperiodische System.Versuch einer Theorie der Molekularverbindungen" [ التكافؤ والجدول الدوري. محاولة نظرية المركبات الجزيئية ] . Zeitschrift für anorganische Chemie (باللغة الألمانية). 39 (1): 330-380 . دوى : 10.1002/zaac.19040390125 .
  17. ↑ نشأة ذرة بور، جون ل. هيلبرون وتوماس س. كون، دراسات تاريخية في العلوم الفيزيائية، المجلد 1 (1969)، الصفحات vi، 211-290 (81 صفحة)، مطبعة جامعة كاليفورنيا.
  18. ↑ ب. برايسون (2003). تاريخ موجز لكل شيء تقريبًا . كتب برودواي . رقم ISBN 0-7679-0817-1.
  19. ^ الإجراءات الأصلية لمؤتمر سولفاي 1911 نشرت عام 1912. THÉORIE DU RAYONNEMENT ET LES QUANTA. تقارير ومناقشات DELA Réunion أقيمت في بروكسل، في 30 أكتوبر إلى 3 نوفمبر 1911، Sous les Auspices dk ME SOLVAY. منشورات بواسطة MM. P. لانجفين وآخرون دي بروجلي. ترجم من الفرنسية، ص. 127.
  20. ↑ لويس، جيلبرت ن. (1916). "الذرة والجزيء" . مجلة الجمعية الكيميائية الأمريكية . 38 (4): 772. Bibcode : 1916JAChS..38..762L . doi : 10.1021/ja02261a002 . S2CID 95865413 . نسخة مؤرشفة بتاريخ 18 أبريل 2021 على موقع Wayback Machine
  21. ↑ بايس، أبراهام (1986). القيد الداخلي: عن المادة والقوى في العالم المادي . نيويورك: مطبعة جامعة أكسفورد. ص 228-230 . ISBN  978-0-19-851971-3.
  22. ↑ سفيدزينسكي، أناتولي أ.؛ مارلان أو. سكولي؛ دادلي ر. هيرشباخ (2005). "إعادة النظر في نموذج بور الجزيئي لعام 1913" ( ملف PDF) . وقائع الأكاديمية الوطنية للعلوم . 102 (34): 11985-11988 . arXiv : physics/0508161 . Bibcode : 2005PNAS..10211985S . doi : 10.1073/pnas.0505778102 . PMC 1186029. PMID 16103360. مؤرشف (ملف PDF) من الأصل بتاريخ 18 يوليو 2018 .  
  23. ↑ لايدلر ، ك. ج. (1993). عالم الكيمياء الفيزيائية . مطبعة جامعة أكسفورد. ص 346. ISBN  978-0-19-855919-1.
  24. ^ هيتلر، دبليو. لندن، ف. (1927). "Wechselwirkung Neutraler Atome und Homoopolare Bindung nach der Quantenmechanik" [ تفاعل الذرات المحايدة والروابط المثلية القطب وفقًا لميكانيكا الكم ] . Zeitschrift für Physik . 44 ( 6– 7): 455– 472. بيب كود : 1927ZPhy...44..455H . دوى : 10.1007/bf01397394 . S2CID 119739102 . الترجمة الإنجليزية في: هيتيما، هـ. (2000). الكيمياء الكمية: أوراق علمية كلاسيكية . وورلد ساينتيفيك. ص 140. ISBN  978-981-02-2771-5تم الاطلاع عليه بتاريخ 2012-02-05 .
  25. ↑ جيمس، إتش إتش؛ كوليدج، إيه إس. (1933). "الحالة الأرضية لجزيء الهيدروجين". مجلة الفيزياء الكيميائية . 1 (12): 825-835 . Bibcode : 1933JChPh...1..825J . doi : 10.1063/1.1749252 .
  26. ↑ "طاقات الروابط" . نصوص الكيمياء الحرة. 2 أكتوبر 2013. تم الاسترجاع في 25 فبراير 2019 .
  27. ↑ أتكينز، بيتر ؛ لوريتا جونز (1997). الكيمياء: الجزيئات والمادة والتغير . نيويورك: دبليو إتش فريمان وشركاه. الصفحات 294-295 . ISBN  978-0-7167-3107-8.
  28. ↑ ستريتويزر، أندرو؛ هيثكوك، كلايتون هـ.؛ كوسوير، إدوارد م. (1992). مقدمة في الكيمياء العضوية . هيثكوك، كلايتون هـ.، كوسوير، إدوارد م. (الطبعة الرابعة ) . نيويورك: ماكميلان. ص 250. ISBN   978-0024181701. OCLC 24501305 . 
  29. 1 2 3 4 5 6 أتكينز، بيتر؛ دي باولا، خوليو (2002). الكيمياء الفيزيائية (الطبعة السابعة ). WHFreeman. ص 696 – 706. ISBN   0-7167-3539-3.
  30. ↑ "أساسيات الكهرومغناطيسية" . sciencedirect.com . doi : 10.1016/B978-0-12-472257-6.50005-7 . تاريخ الاسترجاع: 2026-05-08 .
  31. ↑ "21.7: أيهما أفضل - MO أم VB؟" . نصوص الكيمياء الحرة . 2014-11-26 . تم الاسترجاع في 2026-05-08 .
  32. ↑ أويليت، روبرت جيه؛ راون، جيه ديفيد (2015). "الرابطة التساهمية القطبية" . ساينس دايركت . تم الاسترجاع في 14 سبتمبر 2023. توجد الرابطة التساهمية القطبية عندما تتشارك الذرات ذات الكهرسلبية المختلفة الإلكترونات في رابطة تساهمية.