اكتشف النشاط مواد بسيطةباستخدام جدول السالبية الكهربية للعناصر الكيميائية. يشار إليها باسم χ. اقرأ المزيد عن مفهوم النشاط في مقالتنا.

ما هي السالبية الكهربية

خاصية الذرة عنصر كيميائيويسمى جذب الإلكترونات من الذرات الأخرى إلى نفسها بالسالبية الكهربية. تم تقديم هذا المفهوم لأول مرة بواسطة لينوس بولينج في النصف الأول من القرن العشرين.

يمكن تقسيم جميع المواد البسيطة الفعالة إلى مجموعتين حسب الخواص الفيزيائية والكيميائية:

  • المعادن.
  • غير المعادن.

جميع المعادن هي عوامل اختزال. في التفاعلات يتبرعون بالإلكترونات ويكون لديهم حالة أكسدة إيجابية. يمكن أن تظهر اللافلزات خصائص اختزال وأكسدة اعتمادًا على قيمة السالبية الكهربية الخاصة بها. كلما زادت السالبية الكهربية، زادت قوة خصائص الأكسدة.

أرز. 1. تصرفات العامل المؤكسد والعامل المختزل في التفاعلات.

أنشأ بولينج مقياسًا للسالبية الكهربية. وفقًا لمقياس بولينج، يمتلك الفلور أعلى سالبية كهربية (4)، والفرانسيوم الأقل (0.7). وهذا يعني أن الفلور هو أقوى عامل مؤكسد وقادر على جذب الإلكترونات من معظم العناصر. على العكس من ذلك، الفرانسيوم، مثل المعادن الأخرى، هو عامل اختزال. يميل إلى إعطاء الإلكترونات بدلاً من قبولها.

تعد السالبية الكهربية أحد العوامل الرئيسية التي تحدد نوع وخصائص الرابطة الكيميائية المتكونة بين الذرات.

كيفية تحديد

يمكن تحديد خصائص العناصر التي تجذب الإلكترونات أو تتخلى عنها من خلال سلسلة السالبية الكهربية للعناصر الكيميائية. وفقًا للمقياس، فإن العناصر التي تزيد قيمتها عن اثنين هي عوامل مؤكسدة وتظهر خصائص اللافلزات النموذجية.

رقم السلعة

عنصر

رمز

السالبية الكهربية

السترونتيوم

الإيتربيوم

براسيوديميوم

بروميثيوس

الأمريسيوم

الجادولينيوم

الديسبروسيوم

البلوتونيوم

كاليفورنيوم

اينشتاينيوم

مندليفيوم

الزركونيوم

النبتونيوم

البروتكتينيوم

المنغنيز

البريليوم

الألومنيوم

التكنيتيوم

الموليبدينوم

البلاديوم

التنغستن

الأكسجين

المواد التي لها سالبية كهربية تساوي اثنين أو أقل هي عوامل اختزال وتظهر خصائص معدنية. المعادن الانتقالية، التي لها حالات أكسدة متغيرة وتنتمي إلى مجموعات فرعية ثانوية من الجدول الدوري، لها قيم كهربية في حدود 1.5-2. العناصر التي لها سالبية كهربية تساوي أو أقل من واحد لها خصائص اختزالية. هذه معادن نموذجية.

في سلسلة السالبية الكهربية، تزداد الخواص المعدنية والخواص المختزلة من اليمين إلى اليسار، وتزداد الخواص المؤكسدة وغير الفلزية من اليسار إلى اليمين.

أرز. 2. سلسلة السالبية الكهربية.

بالإضافة إلى مقياس بولينج، يمكنك معرفة مدى وضوح خصائص الأكسدة أو الاختزال لعنصر ما باستخدام الجدول الدوري. تزداد السالبية الكهربية في الفترات من اليسار إلى اليمين مع زيادة العدد الذري. في المجموعات، تنخفض قيمة السالبية الكهربية من الأعلى إلى الأسفل.

أرز. 3. الجدول الدوري.

ماذا تعلمنا؟

توضح السالبية الكهربية قدرة العنصر على إعطاء أو قبول الإلكترونات. تساعد هذه الخاصية على فهم مدى وضوح خصائص العامل المؤكسد (غير المعدني) أو العامل المختزل (المعدن) في عنصر معين. وللتيسير، طور بولينج مقياس السالبية الكهربية. وفقًا للمقياس، يمتلك الفلور الحد الأقصى من خصائص الأكسدة، بينما يمتلك الفرانسيوم الحد الأدنى. في الجدول الدوري، تزداد خصائص المعادن من اليمين إلى اليسار، ومن الأعلى إلى الأسفل.

اختبار حول الموضوع

تقييم التقرير

متوسط ​​التقييم: 4.6. إجمالي التقييمات المستلمة: 180.

SC 1.3 تي 1.5 فولت 1.6 كروم 1.6 مليون 1.5

الحديد 1.8 كو 1.9 ني 1.9 نحاس 1.9 زنك 1.6

ص 1.2 زر 1.4 ملحوظة 1.6 مو 1.8 ح 1.9

رو 2.2 آر إن 2.2 PD 2.2 Ag 1.9 Cd 1.7

La 1.0 Hf 1.3 Ta 1.5 W 1.7 Re 1.9

أوس 2.2 إير 2.2 بت 2.2 أو 2.4 زئبق 1.9

وبالتالي، كلما كان العنصر المعدني أكثر نموذجية، كلما انخفضت سالبيته الكهربية، وعلى العكس من ذلك، كلما كان العنصر غير المعدني أكثر نموذجية، زادت سالبيته الكهربية.

في فتراتالسالبية الكهربيةيزيد، وفي مجموعات يتناقص مع النموزأي أنه يزيد من Cs إلى F على طول قطري الجدول الدوري. يحدد هذا الظرف إلى حد ما التشابه القطري للعناصر.

في المجموعتين الفرعيتين الرئيسية والثانوية، تتغير خصائص العناصر بشكل غير رتيب، وذلك بسبب ما يسمى الدورية الثانوية المرتبطة بالتأثير د- و و- الطبقات الإلكترونية.

من تحليل دورية المعلمات الهندسية والطاقة للذرات، يترتب على ذلك أنه يمكن استخدام القانون الدوري لتحديد الثوابت الفيزيائية والكيميائية، والتنبؤ بالتغيرات في نصف القطر، وطاقات التأين والتقارب الإلكتروني، وبالتالي، الحمض والقاعدة والأكسدة. خصائص مركباتها.

اعتماد الخواص الحمضية القاعدية للأكاسيد على موضع العنصر في الجدول الدوري ودرجة أكسدته.

من اليسار إلى اليمين في هذه الفترة، تضعف العناصر خواصها المعدنية وتقوي خواصها غير المعدنية. يتم إضعاف الخصائص الأساسية للأكاسيد، ويتم تعزيز الخواص الحمضية للأكاسيد.

وبحسب المجموعات الفرعية الرئيسية تضعف الخواص غير المعدنية للعناصر، وتزداد الخواص المعدنية، وبالتالي، من أعلى إلى أسفل المجموعة الرئيسية، تزداد الخواص الأساسية للأكاسيد، وتضعف الخواص الحمضية.

إذا كان نفس العنصر يشكل عدة أكاسيد بحالات أكسدة مختلفة، فكلما ارتفعت حالة أكسدة العنصر في الأكسيد، زادت خواصه الحمضية.

على سبيل المثال، Pb +2 O هو أكسيد أساسي، Pb +4 O 2 هو أكسيد مذبذب. Cr +2 O هو أكسيد أساسي، Cr 2 +3 O 3 مذبذب، Cr +6 O 3 حمضي.

طبيعة التغير في خواص القواعد حسب موقع المعدن في الجدول الدوري ودرجة أكسدته.

خلال هذه الفترة، من اليسار إلى اليمين، لوحظ إضعاف تدريجي للخصائص الأساسية للهيدروكسيدات. على سبيل المثال، Mg(OH) 2 هي قاعدة أضعف من NaOH، ولكنها قاعدة أقوى من Al(OH) 3.

في المجموعات الرئيسية، من الأعلى إلى الأسفل، تزداد قوة القواعد. لذا فإن Ca(OH) 2 قاعدة أقوى من Mg(OH) 2، لكن Mg(OH) 2 قاعدة أقوى من Be(OH) 2.

إذا قام المعدن بتكوين عدة هيدروكسيدات أثناء وجوده في حالات أكسدة مختلفة، فكلما زادت حالة الأكسدة للمعدن، ضعفت الخصائص الأساسية للهيدروكسيد. لذا فإن Cr(OH)3 قاعدة أضعف من Cr(OH)2.

اعتماد قوة الأحماض على موضع العنصر في الجدول الدوري وحالة الأكسدة الخاصة به.

وبحسب فترة الأحماض المحتوية على الأكسجين، تزداد قوة الأحماض من اليسار إلى اليمين. لذلك، H 3 PO 4 أقوى من H 2 SiO 3؛ وبدوره فإن H 2 SO 4 أقوى من H 3 PO 4.

ومع تحرك مجموعة الأحماض المحتوية على الأكسجين من الأعلى إلى الأسفل، تقل قوة الأحماض. وبالتالي فإن حمض الكربونيك (H 2 CO 3) أقوى من حمض السيليسيك (H 2 SiO 3).

كلما ارتفعت حالة الأكسدة للعنصر المكون للحمض، كلما كان الحمض أقوى: حمض الكبريتيك (H 2 S +6 O 4) أقوى من حمض الكبريت (H 2 S +4 O 3).

تزداد قوة الأحماض الخالية من الأكسجين في المجموعات الفرعية الرئيسية مع زيادة العدد الذري للعنصر: HF → HCl → HBr → HI

ح 2 س → ح 2 سي → ح 2 تي

تزداد قوة الأحماض

ومن اليسار إلى اليمين خلال الفترة، تزداد قوة الأحماض الخالية من الأكسجين. إذن حمض الهيدروكلوريك حمض أقوى من H 2 S، وH Br أقوى من H 2 Se.

مبدأ الروابط الكيميائية- السؤال المركزي للكيمياء الحديثة. وبدونها يستحيل فهم أسباب تنوع المركبات الكيميائية وآلية تكوينها وبنيتها وتفاعلها.

يؤدي تكوين الجزيئات من الذرات إلى زيادة في الطاقة، لأنه في الظروف العادية تكون الحالة الجزيئية أكثر استقرارًا من الحالة الذرية. تشرح نظرية بنية الذرات آلية تكوين الجزيئات، وكذلك طبيعة الروابط الكيميائية. يمكن أن تحتوي الذرات من واحد إلى ثمانية إلكترونات في مستوى الطاقة الخارجي. إذا كان على المستوى الخارجييحتوي على أكبر عدد ممكن من الإلكترونات التي يمكن أن يستوعبها، ويسمى هذا المستوى مكتمل.تتميز المستويات المكتملة بقوة كبيرة. ذرات الغاز النبيلة لديها مثل هذه المستويات. ذرات العناصر الأخرى لها غير مكتملمستويات الطاقة وفي عملية التفاعل الكيميائي يكملونها.

الرابطة الكيميائية هي مجموعة من القوى المؤثرة بين الذرات أو مجموعة من الذرات. يتم تنفيذ الروابط الكيميائية بواسطة إلكترونات التكافؤ. بواسطة الأفكار الحديثةالروابط الكيميائية إلكترونية بطبيعتها، ولكنها تحدث بطرق مختلفة. ولذلك، هناك ثلاثة أنواع رئيسية من الروابط الكيميائية: تساهمية، أيونية، معدنية. بين الجزيئات هناك رابطة الهيدروجين، وتحدث تفاعلات فان دير فالس.

تشمل الخصائص الرئيسية للرابطة الكيميائية ما يلي:

طول الرابطهي المسافة النووية بين الذرات المرتبطة كيميائيا. ويعتمد ذلك على طبيعة الذرات المتفاعلة وتعدد الرابطة. ومع زيادة التعدد، يقل طول الرابطة، وبالتالي تزداد قوتها.

تعدد الاتصالات- يتحدد بعدد أزواج الإلكترونات التي تربط ذرتين. ومع زيادة التعددية، تزداد طاقة الارتباط.

زاوية الاتصال- الزاوية بين الخطوط المستقيمة الوهمية التي تمر عبر نواة ذرتين متجاورتين مترابطتين كيميائياً.

طاقة الربط (E شمال شرق ) – هذه هي الطاقة المنطلقة أثناء تكوين رابطة معينة والمنفقة على كسرها (kJ/mol).

تسمى الرابطة الكيميائية التي تتكون من مشاركة زوج من الإلكترونات بين ذرتين تساهمي.

إن تفسير الرابطة الكيميائية بنشوء أزواج إلكترونية مشتركة بين الذرات شكل أساس نظرية التكافؤ المغزلي والتي أداتها هي طريقة رابطة التكافؤ (VBC) اكتشفها لويس عام 1916.

المبادئ الأساسية لتكوين الروابط الكيميائية باستخدام MBC:

1. تتكون الرابطة الكيميائية من إلكترونات التكافؤ (غير المتزاوجة).

2. أصبحت الإلكترونات ذات الدوران المعاكس والمنتمية إلى ذرتين مختلفتين شائعة.

3. لا تتشكل الرابطة الكيميائية إلا إذا انخفضت الطاقة الإجمالية للنظام عند اقتراب ذرتين أو أكثر من بعضها البعض.

4. القوى الرئيسية المؤثرة في الجزيء هي من أصل كولومبي كهربائي.

5. كلما كان الاتصال أقوى، كلما زاد تداخل السحب الإلكترونية المتفاعلة.

هناك آليتان لتشكيل الروابط التساهمية.

آلية الصرف . تتشكل الرابطة من خلال مشاركة إلكترونات التكافؤ لذرتين متعادلتين. تساهم كل ذرة بإلكترون واحد غير متزاوج في زوج إلكترون مشترك (الشكل 9).

الشكل 9. آلية التبادل لتكوين الروابط التساهمية:

أ - غير قطبية؛ ب - القطبية.

آلية المانحين والمتقبلين . توفر إحدى الذرة (المانحة) زوجًا من الإلكترونات، وتوفر الذرة الأخرى (المستقبلة) مدارًا فارغًا لهذا الزوج (الشكل 10).

اتصالات متعلمينوفق آلية المانح والمتلقي التي ينتمون إليها مركبات معقدة.

المتلقي المانحة

الشكل 10. آلية المانح والمتقبل لتشكيل الرابطة التساهمية.

الرابطة التساهمية لها خصائص معينة.

التشبع – خاصية الذرات لتشكيل عدد محدد بدقة من الروابط التساهمية. بسبب تشبع الروابط، الجزيئات لها تكوين معين.

ركز - أي أن الاتصال يتشكل في اتجاه أقصى تداخل للسحب الإلكترونية. أما بالنسبة للخط الواصل بين مراكز الذرات المكونة للرابطة فيتميز بما يلي: σ و π (الشكل 11).

σ اتصال – يتكون من تداخل AO على طول الخط الذي يربط بين مراكز الذرات المتفاعلة،

أرز. 11. مخطط المدارات المتداخلة أثناء تكوين الروابط (أ، ب، ج) و روابط π (ز)

π الرابطة هي رابطة تحدث في اتجاه محور عمودي على الخط المستقيم الذي يربط بين نواة الذرة.

يحدد اتجاه الرابطة البنية المكانية للجزيئات، أي شكلها الهندسي.

تهجين - وهو تغير في شكل بعض المدارات أثناء تكوين رابطة تساهمية لتحقيق تداخل أكثر فعالية للمدارات. الرابطة الكيميائية المتكونة بمشاركة إلكترونات المدارات الهجينة أقوى من الرابطة بمشاركة إلكترونات المدارات s و p غير الهجينة، حيث يحدث المزيد من التداخل.

تتميز أنواع التهجين التالية (الشكل 12):

قع – التهجين- يتحول مدار s ومدار p إلى مدارين "هجينين" متطابقين، وتكون الزاوية بين محوريهما 180 درجة. الجزيئات التي يحدث فيها التهجين sp لها هندسة خطية (BeCl 2).

قص 2 تهجين. - يتحول مدار s ومداران p إلى ثلاثة مدارات "هجينة" متطابقة، الزاوية بين محاورها 120 درجة. الجزيئات التي يحدث فيها تهجين sp2 لها شكل هندسي مسطح. (فرنك بلجيكي 3، AlCl 3).

قص 3 تهجين- يتحول مدار s وثلاثة مدارات p إلى أربعة مدارات "هجينة" متطابقة، تبلغ الزاوية بين محاورها 109°28". الجزيئات التي يحدث فيها تهجين sp 3 لها هندسة رباعية السطوح (CH 4) , نه 3).

أرز. 12. أنواع تهجين مدارات التكافؤ: أ -sp -تهجين مدارات التكافؤ. ب – sp 2 – تهجين مدارات التكافؤ؛ الخامس - sp 3 – تهجين مدارات التكافؤ

قطبية - إذا كانت كثافة الإلكترون موجودة بشكل متماثل بين الذرات تسمى رابطة تساهمية غير قطبية(الشكل 9.أ) , إذا انتقلت كثافة الإلكترون نحو إحدى الذرات، تسمى الرابطة التساهمية القطبية(الشكل 9.ب) . كلما كانت قطبية الرابطة أكبر، كلما زاد الفرق في السالبية الكهربية للذرات، يسمى الجزيء ثنائي القطب.

ثنائي القطب –هذا هو النظام الذي توجد فيه شحنتان كهربائيتان متساويتان في الحجم ولكنهما متضادتان في الإشارة، وتقعان على مسافة معينة من بعضهما البعض.

حاصل ضرب طول ثنائي القطب (l)، أي تسمى المسافة بين قطبي الجزيء بمقدار شحنة الإلكترون (ē). عزم ثنائي القطب (μ).

تعمل لحظة ثنائي القطب للجزيء كمقياس كمي لقطبيه. يتم قياس لحظات ثنائي القطب للجزيئات بالديباي (D). 1D = 3.33 10 -30 سم.

كلما زاد طول ثنائي القطب (عزم ثنائي القطب)، زادت قطبية الجزيء ( , إلخ.).

يتم توجيه عزم ثنائي القطب من الطرف الموجب لثنائي القطب إلى الطرف السالب. ولذلك، ينبغي اعتبار عزم ثنائي القطب لجزيء متعدد الذرات بمثابة مجموع متجه لعزوم ثنائي القطب للسندات: فهو لا يعتمد فقط على قطبية كل رابطة، ولكن أيضًا على الموضع النسبي لهذه الروابط.

الاستقطاب - قدرة الجزيء على أن يصبح قطبيًا. تحدث هذه الظاهرة تحت تأثير مجال كهربائي خارجي أو تحت تأثير جزيء آخر يكون شريكا في التفاعل.

هناك علاقة عكسية بين قطبية الرابطة التساهمية وقابليتها للاستقطاب: فكلما زادت قطبية الرابطة، قلت الفرصة لمزيد من النزوح تحت تأثير القوى الخارجية.

للحصول على وصف ميكانيكي الكم للروابط الكيميائية وبنية الجزيئات، يتم استخدام طريقة أخرى - الطريقة المدارية الجزيئية (MMO). تعتمد هذه الطريقة على افتراض أن حالة الإلكترونات في الجزيء يمكن وصفها على أنها مجموعة من مدارات الإلكترون الجزيئية، حيث يتوافق كل مدار جزيئي (MO) مع مجموعة محددة من أرقام الكم الجزيئية.

الأحكام الأساسية لطريقة MO:

1. المدار الجزيئي (MO) هو نظير للمدار الذري (AO): كما أن الإلكترونات الموجودة في الذرات تقع على AO، فإن إجمالي الإلكترونات في الجزيء تقع على MO.

2. لتكوين MO، يجب أن تتمتع المدارات الذرية بنفس الطاقة والتماثل تقريبًا بالنسبة لاتجاه التفاعل.

3. عدد MOs يساوي العدد الإجماليالشركات المساهمة المشتركة التي يتم منها دمج المنظمات الأعضاء.

4. إذا تبين أن طاقة الـ MOs أقل من طاقة الـ AOs الأصلية، فإن هذه الـ MOs تسمى ربط ، وإذا كانت أعلى من طاقة AO الأصلية، إذن - تخفيف مو (الشكل 13).

5. تملأ الإلكترونات MO، مثل JSC، من أجل زيادة الطاقة، مع مراعاة مبدأ باولي وقاعدة هوند.

6. يتم ترتيب جزيئات MO من الجزيئات ثنائية الذرة من الفترة الأولى والثانية (حتى N 2) على التوالي :

أرز. 13. مخطط الطاقة لتشكيل MO من اثنين من الشركات المساهمة

σ اتصال 1 ثانية< σ مقاس 1 ثانية< σ اتصال 2 ثانية< σ مقاس 2 ثانية< π اتصال 2 ص ذ = π اتصال 2 ص ض < σ اتصال 2 ص س < π مقاس 2 ص ذ = π مقاس 2 ص ض < σ مقاس 2 ص س .

يتم ترتيب العناصر العضوية للجزيئات ثنائية الذرة في نهاية الفترة الثانية حسب زيادة الطاقة: σ اتصال 1 ثانية< σ مقاس 1 ثانية< σ اتصال 2 ثانية< σ مقاس 2 ثانية< σ اتصال 2 ص س < π اتصال 2 ص ذ = π اتصال 2 ص ض < π مقاس 2 ص ذ = π مقاس 2 ص ض < σ مقاس 2 ص س .

7. في طريقة MO، بدلاً من تعدد الاتصال، يتم تقديم المفهوم أمر الاتصال (ن)- نصف الفرق بين عدد الإلكترونات الرابطة وعدد الإلكترونات المضادة:

(59)

يمكن أن يكون ترتيب السندات صفرًا أو عددًا صحيحًا أو كسرًا موجبًا. عند n = 0 لا يتكون الجزيء.

8. إذا كان هناك إلكترونات غير متزاوجة على MO، الجزيء ممغنطيسي ، أي. له خصائص مغناطيسية. إذا تم إقران جميع الإلكترونات - ديامغناطيسية ، أي. ليس لديها خصائص مغناطيسية.

تتيح لعبة MMO، بالمقارنة مع MBC، الحصول على أفكار حقيقية حول الرابطة الكيميائية وخصائص الجزيئات المختلفة (الجزيئات والأيونات). دعونا نفكر في التكوينات الإلكترونية للجزيئات باستخدام مثال تكوين رابطة كيميائية لجزيء الهيدروجين ثنائي الذرة، ممثلة من خلال الصيغة الإلكترونية: 2H → H 2 [(σ Bond 1s) 2 ].

كما هو واضح (الشكل 14)، يتم تشكيل اثنين من MO من مدارين s: أحدهما ترابط والآخر مضاد. في هذه الحالة، تنتمي العناصر العضوية إلى النوع σ: وهي تتشكل عن طريق تفاعل المدارات s. طلب الاتصال:

عند توصيف MMO وMBC، تجدر الإشارة إلى أن كلا النهجين في ميكانيكا الكم لوصف الروابط الكيميائية تقريبيان. تركز MMO بشكل مبالغ فيه على إلغاء تموضع الإلكترون في الجزيء وتعتمد على وظائف موجة الإلكترون الواحد - المدارات الجزيئية. تبالغ MBC في دور توطين كثافة الإلكترون وتستند إلى حقيقة أن الرابطة الأولية يتم تنفيذها فقط بواسطة زوج من الإلكترونات بين ذرتين.

أرز. 14. مخطط الطاقة لتكوين ذرات الهيدروجين من اثنين من AOs

عند مقارنة MBC وMMO، تجدر الإشارة إلى أن ميزة الأول هي وضوحه: يتم تفسير تشبع الرابطة على أنه الحد الأقصى للتساهمية، ويتبع الاتجاه من اتجاه المدارات الذرية والهجينة؛ يتكون عزم ثنائي القطب للجزيء من عزم ثنائي القطب للروابط، والفرق في OEO للذرات التي تشكل الجزيء، ووجود أزواج إلكترون وحيدة.

ومع ذلك، فإن وجود بعض المركبات لا يمكن تفسيره من وجهة نظر MBC. هذه هي المركبات التي تعاني من نقص الإلكترون (H 2 +) ومركبات الغازات النبيلة. يتم شرح هيكلها بسهولة بواسطة MMO. يمكن التنبؤ بسهولة بثبات الأيونات والذرات الجزيئية مقارنة بالجزيئات من منظور MMO. وأخيرًا، يمكن أيضًا شرح المغناطيسية ولون المادة بسهولة بواسطة لعبة MMO.

الحسابات الكمية في لعبة MMO، على الرغم من ثقلها، لا تزال أبسط بكثير مما كانت عليه في MVS. ولذلك، في الوقت الحاضر، لا يتم استخدام VMS أبدًا في كيمياء الكم. في الوقت نفسه، من الناحية النوعية، فإن استنتاجات MWS أكثر وضوحًا ويستخدمها المجربون على نطاق أوسع من MMO. الأساس في ذلك هو حقيقة أنه في الواقع في الجزيء، يكون احتمال وجود إلكترون معين بين الذرات المرتبطة أكبر بكثير منه في الذرات الأخرى، على الرغم من أنه حتى هناك ليس صفرًا. في نهاية المطاف، يتم تحديد اختيار الطريقة من خلال موضوع الدراسة والمهمة المطروحة.

الرابطة الأيونية (الكهربائية).هي رابطة تساهمية قطبية للغاية. لأنه يقوم على التفاعل الكهروستاتيكي للأيونات. ووفقا له، فإن ذرات العناصر التي تحتوي على عدد من الإلكترونات في الطبقة الخارجية أقل من ثمانية تكتسب أو تفقد هذا العدد من الإلكترونات، مما يجعل طبقة الإلكترون الخارجية مماثلة لطبقة أقرب ذرة غاز خامل.

الذرة التي فقدت إلكترونات تصبح أيونًا موجب الشحنة (كاتيون). الذرة التي اكتسبت إلكترونات تصبح أيونًا سالب الشحنة (أنيون). تنجذب الأيونات المشحونة بشكل متضاد إلى بعضها البعض (الشكل 15).

يحدث حدوث الرابطة الأيونية فقط إذا كانت العناصر التي تتفاعل ذراتها مع بعضها البعض لها قيم مختلفة بشكل حاد في طاقة التأين وتقارب الإلكترون. هناك عدد قليل من المركبات الأيونية. لها خصائص أساسية: في الحالة المنصهرة تكون موصلة للكهرباء، وفي الماء تتفكك بسهولة إلى أيونات (تذوب)، ولها ارتفاع درجة الحرارةذوبان وغليان.

أرز. 15. تكوين كلوريد الصوديوم من مواد بسيطة

الرابطة الأيونية وتتميز بالمؤشرات التالية:

عدم الاتجاه . الأيونات عبارة عن كرات مشحونة، ومجالات قوتها موزعة بالتساوي في جميع الاتجاهات في الفضاء، لذا فهي تجذب أيونًا ذو علامة معاكسة في أي اتجاه.

عدم التشبع. لا يمكن أن يؤدي تفاعل أيونين إلى تعويض متبادل كامل لمجال قوتهما. ولذلك، فإنها تحتفظ بالقدرة على جذب الأيونات ذات العلامة المعاكسة في اتجاهات أخرى. وهكذا تكون البلورة الأيونية ( ) هو جزيء عملاق من الأيونات. تتكون المركبات الأيونية من جزيئات فردية فقط في حالة البخار.

اتصال معدنييعتمد 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 حركة الإلكترونات في مدارات ذرات المعادن المختلفة. يوجد داخل المعدن حركة فوضوية مستمرة للإلكترونات من ذرة إلى ذرة، أي أن الإلكترونات تصبح شائعة. عندما يتم إنشاء فرق محتمل، تحدث حركة منسقة للإلكترونات - وهذا ما يفسر التوصيل الكهربائي لهذه المواد. في المعادن، يقوم عدد صغير من الإلكترونات بربط العديد من النوى الذرية في وقت واحد - وتسمى هذه الميزة إلغاء التوطين.هذا النوع من الروابط نموذجي للمواد في الحالة الصلبة أو السائلة.

رابطة الهيدروجين – أحد أنواع التفاعل بين الجزيئات القطبية، يمكن أن يكون داخل الجزيئات وبينها (الشكل 16).

الشكل 16.

تكوين رابطة هيدروجينية: أ – داخل الجزيئات.

ب – بين الجزيئات. ويتكون بين الذرات السالبة للكهرباء لجزيء واحد وذرات الهيدروجين لجزيء آخر،اكتب N-X (X هو, ف, يا, ن, Cl, ر) بسبب قوى الجذب الكهروستاتيكية. الرابطة بين الهيدروجين وإحدى هذه الذرات تكون قطبية تمامًا لأن سحابة الإلكترون الرابطة منحازة نحو الذرة الأكثر سالبية كهربية. يقع الهيدروجين في هذه الحالة عند الطرف الموجب لثنائي القطب. يتفاعل اثنان أو أكثر من ثنائيات القطب مع بعضها البعض بطريقة تنجذب نواة ذرة الهيدروجين لجزيء واحد (الطرف الموجب لثنائي القطب) إلى زوج الإلكترون الوحيد للجزيء الثاني. تتجلى هذه العلاقة في الغازات والسوائل والمواد الصلبة. إنها متينة نسبيًا. خفض درجة الحرارة يعزز تكوين روابط هيدروجينية. يؤدي وجود الرابطة الهيدروجينية إلى زيادة ثبات جزيئات المادة، وكذلك زيادة درجات غليانها وانصهارها. يلعب تشكيل روابط الهيدروجين دور مهمسواء في النظم الكيميائية أو البيولوجية.

تشير الحالات المختلفة لتجمع المواد إلى وجود تفاعل بين الجزيئات (الذرات والأيونات والجزيئات) بسبب قوى الجذب لفان دير فال. وأهم ما يميز هذه القوى هو عالميتها، فهي تعمل دون استثناء بين جميع الذرات والجزيئات.

القوى الجزيئية (قوات فان دير فالس) – التفاعل بين الجزيئات، ونتيجة لذلك تنتقل المادة إلى الحالة السائلة أو الصلبة. القوى بين الجزيئات هي ذات طبيعة كهربائية. وهي ناتجة عن قطبية واستقطاب الجزيئات. هناك ثلاثة أنواع من التفاعلات بين الجزيئات: ثنائي القطب، الحث، التشتت(أرز . 17).

في اتجاهي (ثنائي القطب) . التفاعل، الجزيئات القطبية، التي تقترب من بعضها البعض، موجهة بالنسبة لبعضها البعض من خلال الأطراف المشحونة بشكل معاكس لثنائيات القطب. كلما زادت قطبية الجزيئات، كان التفاعل أقوى. مع ارتفاع درجة الحرارة، يتناقص التفاعل الاتجاهي، لأن الحركة الحرارية للجزيئات تعطل الاتجاه.

في المستحث يحدث التفاعل الجذب المتبادلالجزيئات القطبية وغير القطبية. يخلق ثنائي القطب الدائم للجزيء القطبي ثنائي القطب مؤقتًا في جزيء غير قطبي (بسبب تشوه السحابة الإلكترونية)، والذي يحدث بسببه التفاعل. ولا يعتمد الأمر على درجة الحرارة، بل يعتمد على شدة المجال الكهربائي للجزيء القطبي.

يؤدي الجمع بين جزيئين غير قطبيين إلى مشتت تفاعل. ينشأ نتيجة دوران الإلكترونات والحركة الاهتزازية للنواة الذرية؛ وتحدث تشوهات لحظية صغيرة في سحابة الإلكترون في الذرة، مما يؤدي إلى عدم تناسق في توزيع الشحنات الثنائية. تعتمد عملية تسييل الغازات النبيلة والغازات الأولية ثنائية الذرة على تفاعل التشتت.

أرز. 17. التفاعلات بين الجزيئات:

أ - التوجه؛ ب – الحث. ج – متفرقة

في الجزيئات التي تتكون من أكثر من ذرتين من عناصر مختلفة، هناك أنواع مختلفة من الروابط.

طاقة التفاعل بين الجزيئات أقل بكثير من طاقة الروابط الكيميائية (8-47 كيلو جول/مول)، وتتناقص بسرعة مع زيادة المسافة بين الجزيئات، ومع ذلك، فهي كافية لسحب جزيئات المواد معًا إلى مجاميع. تتجلى قوى فان دير فال أثناء انتقال المادة من الحالة الغازية إلى الحالة السائلة، أثناء تبلور الغازات المسالة، والامتزاز وغيرها من العمليات.

يمكن أن توجد المادة في ثلاث حالات من التجمع: الغازية والسائلة والصلبة. غالبًا ما تسمى البلازما بالحالة الرابعة للمادة. تعتمد خصائص المواد على حالة التجميع(الجدول 32).

يستخدم هذا المفهوم على نطاق واسع في الكيمياء السالبية الكهربية (EO) —تسمى خاصية ذرات عنصر معين لجذب الإلكترونات من ذرات العناصر الأخرى في المركبات بالسالبية الكهربية. يتم تقليديًا اعتبار السالبية الكهربية للليثيوم كوحدة، ويتم حساب EO للعناصر الأخرى وفقًا لذلك. يوجد مقياس لقيم عناصر EO.

القيم العددية لعناصر EO لها قيم تقريبية: هذه كمية بلا أبعاد. كلما زاد EO للعنصر، كلما ظهرت خصائصه غير المعدنية بشكل أكثر وضوحًا. وفقًا لـ EO، يمكن كتابة العناصر على النحو التالي:

F > O > Cl > Br > S > P > C > H > Si > Al > Mg > Ca > Na > K > Cs

الفلور لديه أكبر قيمة EO. بمقارنة قيم EO للعناصر من الفرانسيوم (0.86) إلى الفلور (4.1)، من السهل ملاحظة أن EO يتبع القانون الدوري. في الجدول الدوريتزداد عناصر EO في الفترة مع زيادة عدد العناصر (من اليسار إلى اليمين)، وفي المجموعات الفرعية الرئيسية تتناقص (من الأعلى إلى الأسفل). في الفترات، مع زيادة شحنات النوى الذرية، يزداد عدد الإلكترونات الموجودة على الطبقة الخارجية، ويقل نصف قطر الذرات، وبالتالي تقل سهولة فقدان الإلكترون، ويزداد الـ EO، وبالتالي تزداد الخواص غير المعدنية.

إن الاختلاف في السالبية الكهربية للعناصر الموجودة في المركب (ΔX) سيسمح لنا بالحكم على نوع الرابطة الكيميائية.

إذا كانت القيمة Δ X = 0 – رابطة تساهمية غير قطبية.

مع وجود اختلاف في السالبية الكهربية ما يصل إلى 2.0 تسمى الرابطة تساهمية قطبية، على سبيل المثال: اتصال HFفي جزيء فلوريد الهيدروجين HF: Δ X = (3.98 - 2.20) = 1.78

اتصالات مع الاختلافات في السالبية الكهربية أكبر من 2.0 تعتبر أيونية.على سبيل المثال: رابطة Na-Cl في مركب NaCl: Δ X = (3.16 – 0.93) = 2.23.

تعتمد السالبية الكهربية على المسافة بين النواة وإلكترونات التكافؤ، وحول مدى قرب غلاف التكافؤ من الاكتمال.كلما كان نصف قطر الذرة أصغر وزاد عدد إلكترونات التكافؤ، كلما زاد EO الخاص بها.

الفلور هو العنصر الأكثر سالبية كهربية. أولاً، يحتوي على 7 إلكترونات في غلاف التكافؤ الخاص به (يوجد إلكترون واحد فقط مفقود من الثماني)، وثانيًا، يقع غلاف التكافؤ هذا بالقرب من النواة.


ذرات الفلزات القلوية والفلزات الأرضية القلوية هي الأقل سالبية كهربية.لديهم أنصاف أقطار كبيرة وأغلفة الإلكترون الخارجية الخاصة بهم بعيدة عن الاكتمال. من الأسهل عليهم التخلي عن إلكترونات التكافؤ الخاصة بهم إلى ذرة أخرى (عندها يصبح الغلاف الخارجي مكتملًا) بدلاً من "اكتساب" الإلكترونات.

يمكن التعبير عن السالبية الكهربية كميًا ويمكن ترتيب العناصر بترتيب متزايد. غالبا ما تستخدم مقياس السالبية الكهربية الذي اقترحه الكيميائي الأمريكي L. Pauling.


حالة الأكسدة

تسمى المواد المعقدة التي تتكون من عنصرين كيميائيين ثنائي(من اللاتينية ثنائية - اثنان)، أو ثنائي العنصر (NaCl، HCl). وفي حالة الرابطة الأيونية في جزيء NaCl فإن ذرة الصوديوم تنقل إلكترونها الخارجي إلى ذرة الكلور فيتحول إلى أيون بشحنة +1، وتستقبل ذرة الكلور إلكتروناً وتصبح أيوناً بشحنة - 1. من الناحية التخطيطية، يمكن تصوير عملية تحويل الذرات إلى أيونات على النحو التالي:

أثناء التفاعل الكيميائي في جزيء حمض الهيدروكلوريك، ينزاح زوج الإلكترون المشترك نحو ذرة أكثر سالبية كهربية. على سبيل المثال، أي أن الإلكترون لن ينتقل بشكل كامل من ذرة الهيدروجين إلى ذرة الكلور بل بشكل جزئي وبذلك يتم تحديد الشحنة الجزئية للذرات δ: ح +0.18 كلور -0.18 . إذا تخيلنا أنه في جزيء حمض الهيدروكلوريك، وكذلك في كلوريد كلوريد الصوديوم، قد انتقل الإلكترون بالكامل من ذرة الهيدروجين إلى ذرة الكلور، فسوف يتلقون الشحنات +1 و -1:

تسمى هذه الرسوم المشروطة حالة الأكسدة. عند تعريف هذا المفهوم، يُفترض تقليديًا أنه في المركبات القطبية التساهمية، يتم نقل إلكترونات الترابط بالكامل إلى ذرة أكثر سالبية كهربية، وبالتالي تتكون المركبات فقط من ذرات مشحونة موجبة وسالبة.

حالة الأكسدة هي الشحنة المشروطة لذرات العنصر الكيميائي في مركب، ويتم حسابها على أساس افتراض أن جميع المركبات (سواء الأيونية أو القطبية التساهمية) تتكون من أيونات فقط. يمكن أن يكون لرقم الأكسدة قيمة سالبة أو موجبة أو صفر، وعادة ما يتم وضعها فوق رمز العنصر في الأعلى، على سبيل المثال:

تلك الذرات التي قبلت إلكترونات من ذرات أخرى أو التي تم إزاحة أزواج الإلكترونات المشتركة إليها لها قيمة حالة أكسدة سلبية. أي ذرات العناصر الأكثر سالبية كهربية. قيمة إيجابيةحالات الأكسدة هي تلك الذرات التي تتبرع بإلكتروناتها إلى ذرات أخرى أو التي يتم منها سحب أزواج الإلكترونات المشتركة، أي ذرات العناصر الأقل سالبية كهربية. الذرات الموجودة في جزيئات المواد البسيطة والذرات في الحالة الحرة تكون حالة الأكسدة فيها صفر، على سبيل المثال:

في المركبات، تكون حالة الأكسدة الكلية دائمًا صفرًا.

التكافؤ

يتم تحديد تكافؤ ذرة العنصر الكيميائي في المقام الأول من خلال عدد الإلكترونات غير المتزاوجة المشاركة في تكوين الرابطة الكيميائية.

يتم تحديد قدرات التكافؤ للذرات:

عدد الإلكترونات غير المتزاوجة (المدارات ذات الإلكترون الواحد)؛

وجود المدارات الحرة.

وجود أزواج وحيدة من الإلكترونات.

في الكيمياء العضويةويحل مفهوم "التكافؤ" محل مفهوم "حالة الأكسدة" التي جرت العادة على العمل فيها الكيمياء غير العضوية. ومع ذلك، هذا ليس نفس الشيء. التكافؤ ليس له علامة ولا يمكن أن يكون صفراً، في حين أن حالة الأكسدة تتميز بالضرورة بعلامة ويمكن أن تكون قيمتها مساوية للصفر.

في الأساس، يشير التكافؤ إلى قدرة الذرات على تكوين عدد معين من الروابط التساهمية. إذا كانت الذرة تحتوي على n إلكترونات غير متزاوجة وأزواج إلكترونات وحيدة m، فيمكن لهذه الذرة أن تشكل روابط تساهمية n + m مع ذرات أخرى، أي. سيكون التكافؤ مساوياً لـ n + m. عند تقدير الحد الأقصى للتكافؤ، ينبغي للمرء أن ينطلق من التكوين الإلكتروني للحالة "المتحمسة". على سبيل المثال، الحد الأقصى لتكافؤ ذرة البريليوم والبورون والنيتروجين هو 4.

التكافؤ المستمر:

  • H، Na، Li، K، Rb، Cs - حالة الأكسدة I
  • O، Be، Mg، Ca، Sr، Ba، Ra، Zn، Cd - حالة الأكسدة II
  • ب، آل، جورجيا، إن - حالة الأكسدة III

متغيرات التكافؤ:

  • النحاس - أنا والثاني
  • الحديد، كو، ني - الثاني والثالث
  • ج، القصدير، الرصاص - الثاني والرابع
  • ف- الثالث والخامس
  • الكروم- الثاني والثالث والسادس
  • س- الثاني والرابع والسادس
  • من- الثاني والثالث والرابع والسادس والسابع
  • ن- الثاني والثالث والرابع والخامس
  • الكلور- أنا، الرابع، السادسوسابعا

باستخدام التكافؤ، يمكنك إنشاء صيغة للمركب.

الصيغة الكيميائية هي تسجيل تقليدي لتركيب المادة باستخدام الرموز والمؤشرات الكيميائية.

على سبيل المثال: H 2 O هي صيغة الماء، حيث H و O هما العلامات الكيميائية للعناصر، 2 هو مؤشر يوضح عدد ذرات عنصر معين التي تشكل جزيء الماء.

عند تسمية المواد ذات التكافؤ المتغير يجب الإشارة إلى تكافؤها الذي يوضع بين قوسين. على سبيل المثال، P 2 0 5 - أكسيد الفوسفور (V)

I. حالة الأكسدة ذرات حرةوالذرات في الجزيئات مواد بسيطةيساوي صفر—نا 0 ، ر 4 0 ، عن 2 0

ثانيا. في مادة معقدةالمجموع الجبري لثاني أكسيد الكربون لجميع الذرات، مع مراعاة مؤشراتها، يساوي صفر = 0. وفي أيون معقدشحنتها.

على سبيل المثال:

دعونا ننظر إلى عدة مركبات كمثال ونكتشف التكافؤ الكلور:

المواد المرجعية لإجراء الاختبار:

الجدول الدوري

جدول الذوبان

السالبية الكهربية (EO) هي قدرة الذرات على جذب الإلكترونات عند الارتباط مع ذرات أخرى .

تعتمد السالبية الكهربية على المسافة بين النواة وإلكترونات التكافؤ، ومدى قرب اكتمال غلاف التكافؤ. كلما كان نصف قطر الذرة أصغر وزاد عدد إلكترونات التكافؤ، كلما زاد EO الخاص بها.

الفلور هو العنصر الأكثر كهربية. أولاً، يحتوي على 7 إلكترونات في غلاف التكافؤ الخاص به (إلكترون واحد فقط مفقود من الثماني)، وثانيًا، غلاف التكافؤ هذا (...2s 2 2p 5) يقع بالقرب من النواة.

ذرات الفلزات القلوية والفلزات الأرضية القلوية هي الأقل سالبية كهربية. لديهم أنصاف أقطار كبيرة وأغلفة الإلكترون الخارجية الخاصة بهم بعيدة عن الاكتمال. من الأسهل عليهم التخلي عن إلكترونات التكافؤ الخاصة بهم إلى ذرة أخرى (عندها يصبح الغلاف الخارجي مكتملًا) بدلاً من "اكتساب" الإلكترونات.

يمكن التعبير عن السالبية الكهربية كميًا ويمكن ترتيب العناصر بترتيب متزايد. غالبًا ما يتم استخدام مقياس السالبية الكهربية الذي اقترحه الكيميائي الأمريكي L. Pauling.

الفرق في السالبية الكهربية للعناصر في المركب ( ΔX) سيسمح لك بالحكم على نوع الرابطة الكيميائية. إذا كانت القيمة ΔX= 0 - اتصال تساهمية غير قطبية.

عندما يصل فرق السالبية الكهربية إلى 2.0، تسمى الرابطة القطبية التساهميةعلى سبيل المثال: رابطة HF في جزيء فلوريد الهيدروجين HF: Δ X = (3.98 - 2.20) = 1.78

تعتبر السندات ذات فرق السالبية الكهربية أكبر من 2.0 أيوني. على سبيل المثال: رابطة Na-Cl في مركب NaCl: Δ X = (3.16 - 0.93) = 2.23.

حالة الأكسدة

حالة الأكسدة (CO) هي الشحنة المشروطة للذرة في الجزيء، ويتم حسابها على افتراض أن الجزيء يتكون من أيونات وهو بشكل عام محايد كهربائيًا.


عند تكوين رابطة أيونية، ينتقل الإلكترون من ذرة أقل سالبية كهربية إلى ذرة أكثر سالبية كهربية، وتفقد الذرات حيادها الكهربائي وتتحول إلى أيونات. تنشأ رسوم عدد صحيح. عندما تتشكل رابطة قطبية تساهمية، لا ينتقل الإلكترون بشكل كامل، بل بشكل جزئي، فتنشأ شحنات جزئية (حمض الهيدروكلوريك في الشكل أدناه). لنتخيل أن الإلكترون قد انتقل بالكامل من ذرة الهيدروجين إلى الكلور، وظهرت شحنة موجبة كاملة قدرها +1 على الهيدروجين، و -1 على الكلور. تسمى هذه الشحنات التقليدية حالة الأكسدة.


يوضح هذا الشكل حالات الأكسدة المميزة للعناصر العشرين الأولى.
يرجى الملاحظة. عادةً ما يكون أعلى ثاني أكسيد الكربون مساويًا لرقم المجموعة في الجدول الدوري. تحتوي معادن المجموعات الفرعية الرئيسية على خاصية ثاني أكسيد الكربون واحدة، في حين أن المواد غير المعدنية، كقاعدة عامة، لها تشتت ثاني أكسيد الكربون. ولذلك، تتشكل اللافلزات عدد كبيرالمركبات ولها خصائص أكثر "تنوعًا" مقارنة بالمعادن.

أمثلة على تحديد حالة الأكسدة

دعونا نحدد حالات أكسدة الكلور في المركبات:

القواعد التي أخذناها في الاعتبار لا تسمح لنا دائمًا بحساب ثاني أكسيد الكربون لجميع العناصر، كما هو الحال في جزيء أمينوبروبان معين.


من الملائم هنا استخدام التقنية التالية:

1) نحن نصور الصيغة الهيكليةالجزيئات، الشرطة عبارة عن رابطة، زوج من الإلكترونات.

2) نحول الشرطة إلى سهم موجه نحو ذرة EO الأكثر. يرمز هذا السهم إلى انتقال الإلكترون إلى الذرة. إذا تم توصيل ذرتين متطابقتين، نترك الخط كما هو - لا يوجد نقل للإلكترونات.

3) نحسب عدد الإلكترونات التي "جاءت" و"غادرت".

على سبيل المثال، دعونا نحسب شحنة ذرة الكربون الأولى. يتم توجيه ثلاثة أسهم نحو الذرة، مما يعني وصول 3 إلكترونات، شحنتها -3.

ذرة الكربون الثانية: الهيدروجين أعطاها إلكترونًا، والنيتروجين أخذ إلكترونًا واحدًا. الشحنة لم تتغير، فهي صفر. إلخ.

التكافؤ

التكافؤ(من اللاتينية valēns "القوة") - قدرة الذرات على تكوين عدد معين من الروابط الكيميائية مع ذرات العناصر الأخرى.

في الأساس، يعني التكافؤ قدرة الذرات على تكوين عدد معين من الروابط التساهمية. إذا كانت الذرة نالإلكترونات غير الزوجية و مأزواج إلكترونات وحيدة، ومن ثم يمكن لهذه الذرة أن تتشكل ن + مروابط تساهمية مع ذرات أخرى، أي. سوف يكون التكافؤ متساويا ن + م. عند تقدير الحد الأقصى للتكافؤ، ينبغي للمرء أن ينطلق من التكوين الإلكتروني للحالة "المتحمسة". على سبيل المثال، الحد الأقصى لتكافؤ ذرة البريليوم والبورون والنيتروجين هو 4 (على سبيل المثال، في Be(OH) 4 2-، BF 4 - وNH 4 +)، الفوسفور - 5 (PCl 5)، الكبريت - 6 ( H 2 SO 4) , الكلور - 7 (Cl 2 O 7).

في بعض الحالات، قد يتطابق التكافؤ عدديًا مع حالة الأكسدة، ولكن بأي حال من الأحوال لا يكونان متطابقين مع بعضهما البعض. على سبيل المثال، في جزيئات N2 وCO يتم تحقيق رابطة ثلاثية (أي أن تكافؤ كل ذرة هو 3)، ولكن حالة أكسدة النيتروجين هي 0، الكربون +2، الأكسجين -2.



الكمية المناسبة لتوصيف قدرة ذرة عنصر ما على جذب الإلكترونات المشتركة في الجزيء هي السالبية الكهربية.

السالبية الكهربية النسبية لـ SOEO)

ذرة العنصر هي الكمية التي تميز القدرة النسبية لذرة العنصر على جذب الإلكترونات المشتركة في الجزيء.

يتم أخذ السالبية الكهربية لذرة الليثيوم على أنها 0E0؛ أما بالنسبة للفلور فإن هذا المؤشر هو 4.0. يتم أخذ السالبية الكهربية للعناصر المتبقية في الاعتبار بالنسبة لهذه الكميات (الجدول 1.3).

بالنسبة للعناصر خلال فترة ما، مع زيادة شحن النواة الذرية، لوحظ زيادة في OEO: أدنى القيم هي سمة من عناصر المجموعة I A، أي المعادن القلوية، والأعلى للهالوجينات، عناصر المجموعة VIIA . وفقًا لهذا، تصبح العناصر عوامل اختزال ضعيفة بشكل متزايد وعوامل مؤكسدة قوية بشكل متزايد. أقوى العوامل المؤكسدة في تلك الفترة هي عناصر المجموعة السابعة أ.

داخل المجموعة، تتناقص السالبية الكهربية للعناصر من الأعلى إلى الأسفل. كلما زادت السالبية الكهربية، زادت وضوح خصائص العنصر غير المعدنية وقدرته على الأكسدة، ومع انخفاض السالبية الكهربية للعنصر خصائص معدنيةوقدرة تخفيض عالية. وبالتالي، فإن أقوى عامل مؤكسد هو الفلور 9 F (المجموعة VIIA)، وأقوى عامل اختزال هو الفرانسيوم 87 Fr (المجموعة IA). إن الاختلاف في OEO للذرات المجاورة في المركبات يسمح لنا بالحكم على قطبية الرابطة الكيميائية بينهما (انظر القسم 2.1.3).

يتم أيضًا ملاحظة الدورية في خصائص العناصر المرتبطة بالتغيرات في بنية الأصداف الإلكترونية مع زيادة شحن نواة ذراتها في المركبات من نفس النوع. في الفترة من اليسار إلى اليمين، يتم استبدال الخصائص الأساسية للأكسيدات والهيدروكسيدات من المجموعات IA، 2A تدريجيًا بأخرى مذبذبة، وبالنسبة لمركبات عناصر المجموعات VA-VIIA تصبح حمضية. في المجموعة أ، باستثناء المجموعة الثامنة، تزداد الطبيعة الأساسية للأكاسيد والهيدروكسيدات من الأعلى إلى الأسفل، وتضعف خواصها الحمضية. على سبيل المثال: CsOH قاعدة أقوى من LiOH، والحمض HP0 3 أضعف بكثير من HN0 3. في الوقت نفسه، بالنسبة للمحاليل المائية للمركبات الثنائية من اللافلزات مع الهيدروجين مثل HF، HCl، HBr، HI أو H 2 0، H 2 S، H 2 Se، H 2 Te، تزداد الخواص الحمضية من HF إلى وكذلك من H 2 0 إلى N 2 Te.

تتميز أكاسيد وهيدروكسيدات العناصر، التي تتراوح قيمة REO لها بين 1.5 و2.2، عادةً بخصائص مذبذبة، بينما قيمة أقل OEO، كلما ظهرت الخصائص الأساسية لأكاسيدها وهيدروكسيداتها. مع زيادة OEO للعناصر، تزداد حموضة أكاسيدها وهيدروكسيداتها. بالنسبة للجاليوم 31 Ga (OR = 1.82)، يتم التعبير عن الخواص الحمضية والأساسية لأكسيده Ga 2 0 3 وهيدروكسيد Ga (OH) 3 بنفس الدرجة.


الفصل 2 السندات الكيميائية

بعد دراسة هذا الفصل يجب عليك:

- فهم الطبيعة ومعرفة خصائص مميزةالروابط التساهمية والأيونية والمعدنية.

- تعرف على الأنواع الرئيسية للأوريتال الجزيئي:

- آليات تكوين الروابط التساهمية.

- خصائص الروابط التساهمية (الإيجاز، التشبع، الاتجاهية، اقتران الروابط، القطبية، الاستقطاب)؛

- لديهم فهم لتأثير التهجين المدارات الذريةعلى البنية المكانيةالجزيئات والأيونات.

- معرفة الأنظمة التي يحدث فيها اقتران الروابط، وما هي المركبات العطرية؛

- أن يكون لديك فهم لقابلية استقطاب الذرات والجزيئات والأيونات وتقسيمها إلى "صلبة" و"ناعمة"؛

- التعرف على خصائص الروابط الأيونية والمعدنية.

في الطبيعة، لا يتم العثور عمليا على عناصر على شكل ذرات معزولة. عادة، تتفاعل ذرات العنصر إما مع بعضها البعض أو مع ذرات العناصر الأخرى، لتشكل روابط كيميائية لتكوين الجزيئات. وفي الوقت نفسه، تتفاعل جزيئات المادة مع بعضها البعض.

الرابطة الكيميائية- إنها مجموعة من القوى التي تربط الذرات أو الجزيئات ببعضها البعض V هياكل مستدامة جديدة.

ولم يتم شرح جوهر طبيعة الرابطة الكيميائية إلا بعد اكتشاف قوانين ميكانيكا الموجات الكمومية التي تحكم العالم المصغر. النظرية الحديثةيجيب على الأسئلة: لماذا تحدث الرابطة الكيميائية وما طبيعة القوى التي تحددها؟

إن تكوين الروابط الكيميائية هو عملية عفوية، وإلا فلن توجد جزيئات معقدة من البروتينات والأحماض النووية في الطبيعة. من وجهة نظر الديناميكا الحرارية (الأقسام 4.3، 4.4)، فإن سبب تكوين رابطة كيميائية بين الجزيئات هو انخفاض طاقة النظام. وبالتالي، فإن تكوين الرابطة الكيميائية يكون مصحوبًا دائمًا بإطلاق الطاقة، ويتطلب كسر الرابطة الكيميائية دائمًا إنفاق الطاقة.

طاقة الاتصالات- الطاقة المنطلقة أثناء تكوين الرابطة والتي تحدد قوة هذه الرابطة (Eb, kJ/mol).

اعتمادا على نوع الجزيئات المتصلة، يتم تمييزها الروابط داخل الجزيئات,بسبب تتشكل الجزيئات و الروابط بين الجزيئات,مما يؤدي إلى تكوين شركاء من الجزيئات أو الارتباط مجموعات منفصلةفي جزيء البوليمر الحيوي، مما يضمن تشكيله (القسم 3.1). تختلف هذه الأنواع من الروابط بشكل حاد في الطاقة: بالنسبة للروابط داخل الجزيئات، تبلغ الطاقة 100-1000 كيلوجول/مول، وطاقة الروابط بين الجزيئات عادة لا تتجاوز 40 كيلوجول/مول. دعونا نفكر في تكوين وأنواع الروابط الكيميائية داخل الجزيئات.

وفقا للمفاهيم الحديثة، عندما تقترب الذرات من بعضها البعض، الإلكترونات الخارجيةمع الدوران المعاكس، يحدث تفاعل تبادلي قوي، مما يؤدي إلى ظهور زوج إلكترون مشترك. وفي الوقت نفسه، تزداد كثافة الإلكترون في الفضاء النووي، مما يساهم في جذب نوى الذرات المتفاعلة (انظر الشكل في الصفحة 31). ونتيجة لذلك، تنخفض طاقة النظام وتنشأ رابطة كيميائية بين الذرات. اعتمادا على كيفية تفاعل زوج الإلكترون المشترك مع نوى الذرات المتصلة، يتم تمييز ثلاثة أنواع من الروابط الكيميائية: تساهمية، أيونية ومعدنية.