تُعرف القوة الجذابة التي تربط المكونات المختلفة (الذرات والأيونات وما إلى ذلك) معًا وتثبِّتها من خلال الفقد الكلي للطاقة باسم الترابط الكيميائي.  لذلك ، يمكن فهم أن المركبات الكيميائية تعتمد على قوة الروابط الكيميائية بين مكوناتها ؛ كلما كان الترابط أقوى بين المكونات ، كلما كان المركب الناتج أكثر استقرارًا.

والعكس صحيح أيضا. إذا كان الترابط الكيميائي بين المكونات ضعيفًا ، فإن المركب الناتج سيفتقر إلى الاستقرار وسيخضع بسهولة لتفاعل آخر لإعطاء مركب كيميائي أكثر استقرارًا (يحتوي على روابط أقوى). لإيجاد الاستقرار ، تحاول الذرات أن تفقد طاقتها.

عندما تتفاعل المادة مع شكل آخر من أشكال المادة ، تمارس قوة على أحدهما من الآخر. عندما تكون القوى جذابة بطبيعتها ، تقل الطاقة. عندما تكون القوى مثيرة للاشمئزاز في الطبيعة ، تزداد الطاقة. تُعرف القوة الجاذبة التي تربط ذرتين معًا بالرابطة الكيميائية.

نظريات مهمة حول الترابط الكيميائي

كان ألبريشت كوسيل وجيلبرت لويس أول من شرح تكوين الروابط الكيميائية بنجاح في عام 1916. وشرحوا الترابط الكيميائي على أساس خمول الغازات النبيلة.

نظرية لويس للترابط الكيميائي

• يمكن النظر إلى الذرة على أنها "نواة" موجبة الشحنة (النواة بالإضافة إلى  الإلكترونات الداخلية ) والغلاف الخارجي.
• يمكن أن يستوعب الغلاف الخارجي ثمانية إلكترونات كحد أقصى فقط.
• تحتل الإلكترونات الثمانية الموجودة في الغلاف الخارجي زوايا المكعب الذي يحيط بـ "النواة".
• تحتوي الذرات على تكوين ثماني ، أي 8 إلكترونات في الغلاف الخارجي ، مما يرمز إلى تكوين مستقر.
• يمكن للذرات تحقيق هذا التكوين المستقر عن طريق تكوين روابط كيميائية مع الذرات الأخرى. يمكن تشكيل هذه الرابطة الكيميائية إما عن طريق اكتساب أو فقدان إلكترون (إلكترون) (NaCl ، MgCl) أو ، في بعض الحالات ، بسبب مشاركة الإلكترون (F2).
• فقط الإلكترونات الموجودة في الغلاف الخارجي ، والمعروفة أيضًا باسم  إلكترونات التكافؤ ، تشارك في تكوين الروابط الكيميائية. استخدم جيلبرت لويس رموزًا محددة ، والمعروفة باسم رموز لويس ، لتمثيل إلكترونات التكافؤ هذه.
• بشكل عام ، تكافؤ عنصر إما يساوي عدد النقاط في رمز لويس المقابل أو 8 ناقص عدد النقاط (أو إلكترونات التكافؤ).

فيما يلي رموز لويس للليثيوم (1 إلكترون) والأكسجين (6 إلكترونات) والنيون (8 إلكترونات).

هنا ، يمثل عدد النقاط التي تحيط بالرمز المعني عدد إلكترونات التكافؤ في تلك الذرة.

نظرية كوسيل للترابط الكيميائي

• تفصل الغازات النبيلة بين الهالوجينات عالية  السالبة الكهربية  والفلزات القلوية شديدة الحساسية للكهرباء.
• يمكن أن تشكل الهالوجينات أيونات سالبة الشحنة عن طريق اكتساب إلكترون. في حين أن الفلزات القلوية يمكن أن تشكل أيونات موجبة الشحنة بفقدان إلكترون.
• هذه الأيونات سالبة الشحنة والأيونات موجبة الشحنة لها تكوين غاز نبيل ، أي 8 إلكترونات في الغلاف الخارجي. التكوين الإلكتروني العام للغازات النبيلة (باستثناء الهيليوم) معطى بواسطة ns 2 np 6 .
• على عكس الشحنات التي تجذب بعضها البعض ، فإن هذه الجسيمات على عكس الجسيمات المشحونة مرتبطة ببعضها البعض بقوة قوية من الجاذبية الكهروستاتيكية الموجودة بينها. على سبيل المثال ، MgCl2 - أيونات المغنيسيوم وأيونات الكلور - تتماسك معًا بقوة الجذب الكهروستاتيكي. يُعرف هذا النوع من الترابط الكيميائي الموجود بين اثنين ، على عكس الجسيمات المشحونة ، باسم الرابطة الكهربية التساهمية.

شرح منهج كوسل لويس

في عام 1916 ، نجح كوسل ولويس في تقديم تفسير ناجح بناءً على مفهوم التكوين الإلكتروني للغازات النبيلة حول سبب اتحاد الذرات لتشكيل الجزيئات. ذرات الغازات النبيلة لديها ميل ضئيل أو معدوم للاندماج مع بعضها البعض أو مع ذرات العناصر الأخرى. هذا يعني أن هذه الذرات يجب أن يكون لها تكوينات إلكترونية مستقرة.

نظرًا للتكوين المستقر ، فإن ذرات الغازات النبيلة ليس لديها أي ميل لكسب أو فقدان الإلكترونات ، وبالتالي ، فإن قدرتها على الجمع أو التكافؤ هي صفر. إنها خاملة لدرجة أنها لا تشكل جزيئات ثنائية الذرة وتوجد كذرات غازية أحادية الذرة.

⇒ اقرأ أيضًا

• حكم فجان
• نظرية VSEPR

أنواع الروابط الكيميائية

عندما تشارك المواد في الترابط الكيميائي وتنتج المركبات ، يمكن قياس ثبات المركب الناتج بنوع الروابط الكيميائية التي يحتوي عليها.

يختلف نوع الروابط الكيميائية المتكونة من حيث القوة والخصائص. هناك 4 أنواع أساسية من الروابط الكيميائية التي تتكون من الذرات أو الجزيئات لإنتاج مركبات. تشمل هذه الأنواع من الروابط الكيميائية

• الرابطة الأيونية
• الروابط التساهمية
• روابط الهيدروجين
• السندات القطبية

تتشكل هذه الأنواع من الروابط في الترابط الكيميائي من فقدان أو اكتساب أو مشاركة الإلكترونات بين ذرتين / جزيئات.

الرابطة الأيونية

الترابط الأيوني هو نوع من الترابط الكيميائي الذي يتضمن نقل الإلكترونات من ذرة أو جزيء إلى آخر. هنا ، تفقد الذرة إلكترونًا تكتسبه ذرة أخرى. عندما يحدث مثل هذا النقل للإلكترون ، تطور إحدى الذرات شحنة سالبة وتسمى الآن الأنيون.

تطور الذرة الأخرى شحنة موجبة وتسمى الكاتيون. تكتسب الرابطة الأيونية قوة من الفرق في الشحنة بين الذرتين ، أي أنه كلما زاد تفاوت الشحنة بين الكاتيون والأنيون ، زادت قوة الرابطة الأيونية.

أنواع الروابط الكيميائية - الرابطة الأيونية

الرابطة التساهمية

تشير الرابطة  التساهمية إلى مشاركة الإلكترونات بين الذرات. عادةً ما تظهر المركبات التي تحتوي على الكربون (وتسمى أيضًا المركبات العضوية) هذا النوع من الترابط الكيميائي. يمتد الآن زوج الإلكترونات المشترك بين الذرتين حول نوى الذرات ، مما يؤدي إلى تكوين الجزيء.

الرابطة التساهمية

الترابط التساهمي القطبي

يمكن أن تكون الروابط التساهمية إما قطبية أو غير قطبية بطبيعتها. في الترابط الكيميائي التساهمي القطبي ، يتم تقاسم الإلكترونات بشكل غير متساوٍ لأن الذرة الأكثر كهرسلبية تسحب زوج الإلكترون أقرب إلى نفسها وبعيدًا عن الذرة الأقل كهرسلبية. الماء مثال على مثل هذا الجزيء القطبي.

ينشأ اختلاف في الشحنة في مناطق مختلفة من الذرة بسبب التباعد غير المتكافئ للإلكترونات بين الذرات. يميل أحد طرفي الجزيء إلى أن يكون جزئيًا موجب الشحنة ، ويميل الطرف الآخر إلى أن يكون جزئيًا سالبًا.

الرابطة الهيدروجينية

بالمقارنة مع الترابط الأيوني والتساهمي ، فإن الرابطة الهيدروجينية هي شكل أضعف من الروابط الكيميائية. إنه نوع من الرابطة التساهمية القطبية بين الأكسجين والهيدروجين ، حيث يطور الهيدروجين شحنة موجبة جزئية. هذا يعني أن الإلكترونات يتم سحبها بالقرب من ذرة الأكسجين الأكثر كهربيًا.

هذا يخلق ميلًا للهيدروجين للانجذاب نحو الشحنات السالبة لأي ذرة مجاورة. يسمى هذا النوع من الترابط الكيميائي برابطة الهيدروجين وهو مسؤول عن العديد من الخصائص التي تظهرها المياه.

الرابطة الهيدروجينية

ما هي الرابطة الأيونية؟

تسمى الرابطة التي تشكلت نتيجة قوى الجذب الكهروستاتيكية القوية بين الأنواع المشحونة إيجابًا والسالب بالرابطة الكهربية أو الأيونية . يتم تجميع الأيونات الموجبة والسالبة الشحنة في ترتيب منظم يسمى الشبكة البلورية ، والتي يتم تثبيتها بواسطة الطاقة المسماة المحتوى الحراري الشبكي.

شروط تكوين الرابطة الأيونية

• طاقة التأين المنخفضة للذرة المكونة للكاتيون.
• المحتوى الحراري العالي لاكتساب الإلكترون للذرة التي تشكل الأنيون.
• تم تشكيل المحتوى الحراري السالب للشبكية العالية للبلورة.

بشكل عام ، تتكون الرابطة الأيونية بين كاتيون معدني وأنيون غير معدني.

كتابة هياكل لويس

تم اعتماد الخطوات التالية لكتابة هياكل لويس النقطية أو هياكل لويس:

الخطوة 1: احسب عدد الإلكترونات المطلوبة لرسم الهيكل عن طريق إضافة إلكترونات التكافؤ للذرات المدمجة. على سبيل المثال ، في الميثان ، جزيء CH 4 ، هناك 8 إلكترونات تكافؤ (4 منها تنتمي إلى الكربون بينما تنتمي الأربعة الأخرى إلى ذرات H).

الخطوة 2: لكل شحنة سالبة ، أي للأنيونات ، نضيف إلكترونًا إلى إلكترونات التكافؤ ، ولكل شحنة موجبة ، أي للكاتيونات ، نطرح إلكترونًا واحدًا من إلكترونات التكافؤ.

الخطوة 3:  باستخدام الرموز الكيميائية لذرات الجمع وبناء هيكل هيكلي للمركب ، قسّم العدد الإجمالي للإلكترونات كأزواج ترابط مشتركة بين الذرات بما يتناسب مع إجمالي الروابط.

الخطوة 4:  يشغل الموضع المركزي في الجزيء أقل ذرة كهرسلبية . يشغل الهيدروجين والفلور عمومًا مواقع نهائية.

الخطوة 5 : بعد توزيع أزواج الإلكترونات المشتركة للروابط الفردية ، تُستخدم أزواج الإلكترونات المتبقية لروابط متعددة ، أو تشكل أزواجًا وحيدة.

الشرط الأساسي هو أن تحصل كل ذرة مرتبطة بثمانية من الإلكترونات .

مثال 1: صيغة لويس لأول أكسيد الكربون ، أول أكسيد الكربون.

الخطوة 1:  حساب العدد الإجمالي لإلكترونات التكافؤ لذرات الكربون والأكسجين: C (2s 2 2p 2 ) + O (2s 2 2p 4 ) 4 + 6 = 10 أي 4 (C) + 6 (O) = 10

الخطوة 2:  تتم كتابة الهيكل العظمي لأول أكسيد الكربون على هيئة CO.

الخطوة 3:  رسم رابطة واحدة بين C و O وثماني بتات كاملة على O ، فإن الإلكترونين المتبقيين هما أزواج وحيدة على C.

الخطوة 4: هذا لا يكمل ثماني بتات الكربون ، وبالتالي ، لدينا رابطة ثلاثية.

مثال 2:  بنية لويس للنتريت ، NO 2 -

الخطوة 1:  عد العدد الإجمالي لإلكترونات التكافؤ لذرة نيتروجين واحدة ، وذرتين من الأكسجين والشحنة السالبة الإضافية (تساوي إلكترونًا واحدًا). إجمالي عدد إلكترونات التكافؤ هو N (2s 2 2p 3 ) + 2O (2s 2 2p 4 ) + 1 (شحنة سالبة) => 5+ 2 (6) + 1 = 18e -

الخطوة 2:  تتم كتابة الهيكل العظمي لأيون النتريت على أنه ONO

الخطوة 3: رسم رابطة واحدة بين النيتروجين وكل ذرة أكسجين O - N - O

الخطوة 4:  أكمل ثماني ذرات.

لا يكمل هذا الهيكل الثماني على N ، إذا كان الإلكترونان المتبقيان يشكلان زوجًا وحيدًا عليه. لذلك ، لدينا رابطة مزدوجة بين N واحدة وواحدة من ذرتين O. هيكل لويس هو

مشاكل:

1. اكتب هيكل لويس لما يلي.
2. ثاني أكسيد الكربون 2 - ب) النفثالينات - ج) SO5 2-

خصائص الرابطة

طول الرابطة

أثناء الترابط الكيميائي ، عندما تقترب الذرات من بعضها البعض ، يحدث التجاذب بينها ، وتستمر الطاقة الكامنة للنظام في التناقص حتى مسافة معينة تكون فيها الطاقة الكامنة عند الحد الأدنى. إذا اقتربت الذرات ، يبدأ التنافر ، ومرة ​​أخرى ، تبدأ الطاقة الكامنة للنظام في الزيادة.

على مسافة التوازن ، تستمر الذرات في الاهتزاز حول متوسط ​​موضعها. تسمى مسافة التوازن بين مراكز نواة الذرتين المترابطتين طول الرابطة.

يتم التعبير عنها من حيث أنجستروم (أ 0 ) أو مقياس ضغط الدم (م). يتم تحديده تجريبيا عن طريق حيود الأشعة السينية أو طريقة حيود الإلكترون ، أو طريقة التحليل الطيفي. طول الرابطة في الرابطة الكيميائية هو مجموع نصف القطر الأيوني في مركب أيوني. في المركب التساهمي ، هو مجموع نصف قطره التساهمي. بالنسبة للجزيء التساهمي AB ، يتم إعطاء طول الرابطة بواسطة d = r a  + r b

العوامل التي تؤثر على طول الرابطة

• حجم الذرات:  يزداد طول الرابطة بزيادة حجم الذرة. مرحبًا> HBr> HCl> HF

• تعدد السندات: يتناقص طول الرابطة مع زيادة ترتيب السندات.

• نوع التهجين:  مدار A أصغر في الحجم ؛ كلما زاد حرف 's ، كلما كان طول الرابطة أقصر.

المحتوى الحراري بوند

عندما تقترب الذرات من بعضها ، يتم إطلاق الطاقة بسبب الترابط الكيميائي بينها. كمية الطاقة المطلوبة لكسر مول واحد من الروابط من نوع ما لفصل الجزيء إلى ذرات غازية فردية تسمى المحتوى الحراري لتفكك الرابطة أو المحتوى الحراري للرابطة. عادة ما يتم التعبير عن المحتوى الحراري للرابطة في KJ mol -1.

كلما زاد المحتوى الحراري لتفكك الرابطة ، زادت قوة الرابطة. بالنسبة للجزيئات ثنائية الذرة ، مثل H 2 و Cl 2 و O 2 و N 2 و HCl و HBr و HI ، فإن المحتوى الحراري للرابطة يساوي المحتوى الحراري لتفككها.

في حالة الجزيئات متعددة الذرات ، عادةً ما تكون المحتوى الحراري للرابطة هي القيم المتوسطة لأن طاقة التفكك تختلف باختلاف كل نوع من أنواع الروابط.

في H 2 0 ، المحتوى الحراري الأول لرابطة OH = 502 KJ / mol ؛ المحتوى الحراري للرابطة الثانية = 427 KJ / mol متوسط ​​المحتوى الحراري للرابطة = (502 + 427) / 2 = 464.5 KJ / mol

العوامل المؤثرة في المحتوى الحراري للرابطة في الترابط الكيميائي

حجم الذرة

كلما زاد حجم الذرة ، زاد طول الرابطة ، وقل المحتوى الحراري لتفكك الرابطة ، أي أقل قوة الرابطة أثناء الترابط الكيميائي.

تعدد السندات

كلما زاد تعدد الرابطة ، زاد المحتوى الحراري لتفكك الرابطة.

عدد زوج وحيد من الإلكترونات الموجودة

كلما زاد عدد أزواج الإلكترونات المنفردة الموجودة على الذرات المترابطة ، زاد التنافر بين الذرات ، وبالتالي ، قل المحتوى الحراري لتفكك الرابطة الكيميائية.

زاوية السندات

تتكون الرابطة من تداخل المدارات الذرية. يعطي اتجاه التداخل اتجاه الرابطة. الزاوية بين الخطوط التي تمثل اتجاه الرابطة ، أي المدارات التي تحتوي على إلكترونات الرابطة ، تسمى  زاوية الرابطة.

العوامل المؤثرة في المحتوى الحراري للرابطة في الترابط الكيميائي

ترتيب السندات

في تمثيل لويس ، يسمى عدد الروابط الموجودة بين ذرتين  ترتيب السندات . كلما زاد ترتيب الرابطة ، زاد ثبات الرابطة أثناء الترابط الكيميائي ، أي كلما زاد المحتوى الحراري للرابطة. كلما زاد ترتيب السندات ، كلما كان طول السند أقصر.

الرنين في الترابط الكيميائي

هناك جزيئات وأيونات لا يمكن رسم بنية لويس واحدة لها. على سبيل المثال ، يمكننا كتابة هيكلين لـ O 3 .

في (أ) ، رابطة الأكسجين والأكسجين الموجودة على اليسار عبارة عن رابطة مزدوجة ، ورابطة الأكسجين والأكسجين الموجودة على اليمين عبارة عن رابطة واحدة. في B ، الوضع هو عكس ذلك تمامًا. أظهرت التجربة ، مع ذلك ، أن السندات متطابقة.

لذلك ، لا يمكن أن تكون البنية A أو B صحيحة. ينتشر أحد أزواج الترابط في الأوزون فوق منطقة الذرات الثلاث وليس موضعيًا على رابطة أكسجين وأكسجين معينة. هذا الترابط غير المحدد هو نوع من الترابط الكيميائي الذي ينتشر فيه زوج من الإلكترونات المترابطة على عدد من الذرات بدلاً من التوطين بين اثنين.

الهياكل (أ) و (ب) تسمى الهياكل الرنينية أو الكنسية ، و (ج) هي الهجين الرنيني. تسمى هذه الظاهرة بالرنين ، وهي حالة يمكن فيها كتابة أكثر من بنية أساسية لنوع ما. يتم تحديد النشاط الكيميائي للذرة من خلال عدد الإلكترونات في غلاف التكافؤ. بمساعدة مفهوم الترابط الكيميائي ، يمكن للمرء تحديد هيكل المركب ، والذي يستخدم في العديد من الصناعات لتصنيع المنتجات التي لا يمكن كتابة الهيكل الحقيقي فيها على الإطلاق.

في ما يلي بعض الأمثلة الأخرى.

• ثاني أكسيد الكربون 2 -  أيون

• أطوال روابط الكربون والأكسجين في أيونات الكربوكسيل متساوية بسبب الرنين.
• البنزين

• كلوريد الفينيل

يُطلق على الاختلاف في طاقات الأشكال المتعارف عليها والرنين الهجين اسم طاقة استقرار الرنين.