تتشكل الروابط بين الذرات ، التي يتم تصويرها في الصيغ الهيكلية على أنها شرطات أو عصي (قضبان) ، عن طريق تفاعل الإلكترونات الخارجية (التكافؤ) المكونة من ذرتين من جزيء واحد. وفقًا لطبيعة هذا التفاعل ، يتم تمييز نوعين أساسيين أو متطرفين من الروابط بين الذرات.
النوع الأول.يتم تمثيل الرابطة الأيونية أو الكهربية أو الملحية بشكل أكثر وضوحًا (في شكلها النقي) في حالة تفاعل ذرة فلز قوية (على سبيل المثال ، قلوية) وذرة قوية غير معدنية (على سبيل المثال ، الهالوجين). ذرة فلز قلوي ، تفقد إلكترونًا خارجيًا واحدًا ، تصبح جسيمًا موجب الشحنة ، وذرة هالوجين ، تكتسب إلكترونًا خارجيًا واحدًا ، تصبح سالبة الشحنة: Na + - CI -. ترجع قوة هذه الرابطة إلى قوى التجاذب كولوم بين الجسيمات المشحونة المختلفة والطاقة المنبعثة أثناء تكوين زوج إلكترون جديد في ذرة الهالوجين. ومن الأمثلة أملاح الأحماض العضوية وغير العضوية.
النوع الثاني المتطرف.أكثر خصائص المركبات العضوية ، التساهمية (أو الذرية) الإتصاليتم تقديم براق (في شكله النقي) في جزيئين من الغاز الذري: H 2 ، O 2 ، N 2 ، C1 2 ، إلخ ، حيث يتم تكوين الرابطة بين نفس الذرات تمامًا. نتيجة لاقتران إلكترونين بدورين متعاكسين من ذرتين ، عندما يقتربان من بعضهما البعض ، يتم إطلاق كمية معينة من الطاقة (≈ 400 كيلوجول / مول) ويكتسب زوج إلكترون جديد مدارًا جزيئيًا ، يشغل خلية واحدة في كلتا الذرات. علاوة على ذلك ، توجد أعلى كثافة لسحابة الإلكترون لهذا الزوج بين الذرات (هناك نوع من التداخل بين المدارات الذرية لكل من الإلكترونين ، الشكل أ) أو تكوين مدار جزيئي - الشكل ب).
على الرغم من أن الصورة ب) أقرب إلى الحقيقة ، إلا أن كلا الصورتين للرابطة التساهمية صالحة ويتم تطبيقها. في الرابطة التساهمية البحتة ، لا يوجد انحراف في مراكز الشحنات الموجبة والسالبة للجزيء ، فهي تتطابق - الجزيء غير قطبي.
بالإضافة إلى هذين النوعين المتطرفين من الروابط (الأيونية والتساهمية) ، هناك أنواع وسيطة: 3) قطبي ، 4) شبه قطبي ، 5) تنسيق موجود أساسًا في ما يسمى بمركبات البونيوم (أوكسونيوم ، أمونيوم ، سلفونيوم) .
الخامس الرابطة القطبيةينحرف زوج الإلكترون الموجود في نفس الوقت في مركز كلتا الذرتين (نواتهما) نحو ذرة أكثر كهربيًا ، على سبيل المثال ، في جزيء HC1 ، يكون زوج الإلكترون في خلية الكلور أكثر من الهيدروجين:
بسبب هذا الانحراف في كثافة الإلكترون ، حدث اختلاف في مراكز الشحنات الموجبة والسالبة للجزيء. لقد أصبح قطبيًا ، وله عزم ثنائي القطب (أي ناتج الشحنة ونصف المسافة بين الشحنات) ، والذي لا يساوي الصفر.
اتصال شبه قطبييتم تمثيلها بشكل واضح في مركبات الأكسجين من النيتروجين خماسي التكافؤ:
الصورة أ) ، على الرغم من أنه مسموح به ، غير مصرح به ، لأن ذرة النيتروجين تحتوي على مستويين إلكترونيين فقط (طبقات) ، حيث لا يوجد في الطبقة الخارجية (الثانية) سوى أربع خلايا وخمسة أزواج من الإلكترونات (خمسة روابط) لن ابحث عن مكان هناك. في هذا الصدد ، فإن الصورة ب) هي الأصح ، مما يدل على صدى الهياكل المتطرفة (أنا و ثالثا)والانتقال إلى هيكل متوسط أكثر ملاءمة من حيث الطاقة. وبالتالي ، نظرًا للتوزيع المتماثل لكثافة الإلكترون ، يتم تقسيم الشحنة السالبة إلى النصف بين ذرتين من الأكسجين المكافئتين. لكن في الواقع ، في ذرة النيتروجين ، في الواقع ، لا توجد شحنة موجبة كاملة ، ولكن توجد شحنة موجبة قريبة من الكل ، على التوالي ، على ذرات الأكسجين (هيكل P) توجد شحنة سالبة قريبة من نصف الشحنة الكاملة .
ارتباط تنسيقهو الأكثر ثباتًا في مركبات الأمونيوم ، حيث تصبح ذرة النيتروجين رباعي التكافؤ ، مما يعطي بروتونًا (وفي وسط مائي لكاتيون الهيدرونيوم) إلكترونًا واحدًا ، ويكتسب شحنة موجبة (أو بعبارة أخرى ، يضيف بروتونًا إلى الزوج الوحيد من إلكترونات النيتروجين): H 3 N: + H + → H 4 N +
الأمونيا بروتون الأمونيوم الموجبة
في كاتيون الأمونيوم ، الرابطة الجديدة المتكونة تغير طبيعة روابط NH الثلاثة الأخرى الموجودة سابقًا في النيتروجين ، والتي أصبحت الآن أكثر استطالة ، وأصبحت جميع ذرات هيدروجين الأمونيوم الأربعة ، التي تتنافر بشكل متبادل ، في المواقع الأكثر بعدًا عن بعضها البعض ، وهي في الزوايا العادية الرباعية السطوح عندما تكون ذرة النيتروجين في وسط هذا رباعي السطوح:
لا تختلف الرابطة الجديدة الناتجة (التنسيق) عن روابط N-H المعدلة التي كانت موجودة سابقًا في جزيء الأمونيا. هنا يحدث s 1 p 3 - تهجين الإلكترونات الأربعة المتبقية في النيتروجين (كما في كربون الميثان).
إذا كان جزيء الميثان تكوينًا قويًا نسبيًا لا يحتوي على شحنة ، فإن كاتيون الأمونيوم (الذي يختلف عنه في التركيب فقط لأن نواة الذرة المركزية تحتوي على بروتون واحد ونيوترون واحد أكثر) يكون أقل استقرارًا ويمكنه بسهولة تتفكك إلى الأمونيا وكاتيون الهيدرونيوم ، وتتغلب على حاجز طاقة معين يحدد قوة مركبات الأمونيوم.
مفهوم σ-(سيجما) و π- (بي) اتصالات
تحدد الروابط التساهمية التي تسود المركبات العضوية بشكل عام النشاط الكيميائي لهذه المواد. ومع ذلك ، فإن الروابط المتعددة الهشة (المزدوجة والثلاثية) وخصائص الروابط في المجموعات الوظيفية لها أهمية كبيرة.
الكربون هو العنصر المركزي في العالم العضوي ، والهياكل الكربونية (الهياكل العظمية للجزيئات) تحدد استقرارها وتنوعها اللامحدود تقريبًا. لذلك ، يجب النظر في الطبيعة الإلكترونية لسنداتها بمزيد من التفصيل.
تحتوي ذرة الكربون على نواة شحنة +6 ، وقشرة إلكترونية: 1s 2 ، 2s 2 ، 2p 2 ، حيث أربعة إلكترونات خارجية هي التكافؤ (2s 2 ، 2p 2). ولكن من أجل أن تشكل هذه الإلكترونات أربع روابط ، يجب أن تدخل الإلكترونات 2s 2 الموجودة في حجم الكرة في شكل مزاوج في حالة غير ثنائية. ويجب أن تحتوي ذرة الكربون المُثارة على غلاف: 1s 2 ، 2s 1 ، 2p 3 ، حيث ، جنبًا إلى جنب مع الإلكترون s غير المزاوج (شكل الكرة) ، هناك ثلاثة إلكترونات p (ثمانية حجمية أو أشكال دمبل) تقع على طول الإحداثي المحاور (س ، ص ، ض) فضاء ثلاثي الأبعاد (الشكل 3). ومع ذلك ، من أجل تكوين أربع روابط مكافئة ، كما هو الحال في الميثان ، يجب أن ينتقل إلكترون واحد وثلاثة إلكترونات p إلى حالة مهجنة معدلة (s 1 p 3 -hybridization) ، وجميع الإلكترونات الخارجية الأربعة لها نفس الاتجاه تمامًا الغيوم (الهجينة) ، وذرات الهيدروجين في الميثان متساوية ، وأبعد المواضع عن بعضها البعض:
والتي تتوافق مع رؤوس رباعي الوجوه العادية إذا تم وضع ذرة كربون من الميثان في مركزها (الشكل 4). تسمى حالة الكربون ، عندما يحدث تهجين إلكترونات التكافؤ في النسبة s 1 p 3 حالة التكافؤ الأولى للكربون ،وتسمى روابط هذه الذرة مع ذرات أخرى ب (سيجما) - السندات(الشكل 5 ، 6). 
في هذا الطريق، σ سندهي أي رابطة مفردة بين الكربون وذرة أخرى. وتحتوي روابط C-H و C-H-in الأكثر شيوعًا في جزيئات المواد العضوية على البيانات الأساسية التالية (الشكل 6 ب ، 6 ج).
طاقة الرابطة C-H ~ 93-96 kcal / mol (~ 370-380 kJ / mol).
طول الرابطة 1.1 A 0 (0.11 نانومتر)
طاقة ربط C-C ~ 84-86 kcal / mol (~ 340-360 kJ / mol)
طول الرابطة 1.54 أ 0 (0.154 نانومتر)
حالة التكافؤ الثانية للكربونخاصية الإيثيلين والمركبات الأخرى ذات الرابطة المزدوجة. في كربون الإيثيلين ، يحدث تهجين إلكترونات التكافؤ للذرة المثارة (2s 1 ، 2p 3) في النسبة s 1 p 2 ، عندما لا يشارك إلكترون واحد (من أصل ثلاثة) في التهجين ويبقى في شكل p. وتوجد سحب هجينة ذات شكل موجه (ممدود) في مستوى بزاوية 120 درجة مع بعضها البعض (الشكل 7).
وتتزاوج الإلكترونات p لاثنين من ذرات الكربون في صورة p بالإضافة إلى الرابطة σ بين هذين الكاربونين (الشكل 7). تسمى هذه الرابطة الإضافية (المتعددة) التي تكونت عن طريق اقتران الإلكترونات في الشكل p π (باي)- الإتصال.الطاقة المنبعثة أثناء تكوينها أقل من طاقة الرابطة σ ، لأن طاقة الرابطة المزدوجة C = C هي 140 كيلو كالوري / مول (~ 560-580 كيلو جول / مول). إذا طرحنا من هذا طاقة الرابطة C - C (~ 85 kcal / mol) ، إذن π - بقايا الكتلة ~ 55 كيلو كالوري / مول (140-85 = 55).
حالة التكافؤ الثالثة للكربونخاصية الأسيتيلين والمركبات الأخرى ذات الرابطة الثلاثية. في كربون الأسيتيلين ، من أصل أربعة إلكترونات تكافؤ (2s 1 ، 2p 3) للذرة المثارة ، يشارك كل من إلكترون s و p في التهجين (s 1 p 1 - التهجين). وتوجد سحبتان هجينة (ممدودتان) على نفس الخط المستقيم ، وتشكلان روابط σ (الشكل 8). أي أنها تشغل المواقع الأبعد (إحداثيات z) بالفعل من الإلكترونين المتبقيين في شكل p ، وتقع على طول محاور الإحداثيات (x ، y) للفضاء ثلاثي الأبعاد ، مقترنة في شكل p مع تكوين اثنين π - السندات في طائرات متعامدة بشكل متبادل(الشكل 8). الطاقة المنبعثة أثناء تكوين الرابطة الثلاثية ~ 200 كيلو كالوري / مول. إذا طرحنا 85 سعرة حرارية / مول من هنا - طاقة الرابطة σ ، فسيبقى 115 كيلو كالوري / م لرابطين π ، أي ~ 57 كيلو كالوري / مول لكل رابطة بيت. فيما يلي الخصائص الرئيسية للسندات الفردية والمزدوجة والثلاثية للمقارنة:
C - C طول الرابطة 1.54 A 0 ، طاقة تكوين الرابطة ~ 85 kcal / mol
C \ u003d C طول الرابطة 1.34 A 0 ، طاقة تكوين الرابطة ~ 140 كيلو كالوري / مول
طول الرابطة C ≡ C 1.21 A 0 ، طاقة تكوين الرابطة ~ 200 kcal / mol. تكون إلكترونات الروابط أكثر ضخامة ، وأقل ارتباطًا بنواة الذرات ، ويمكن الوصول إليها بسهولة أكبر للهجوم بواسطة الكاشف ، وتتعرض بسهولة للكهرباء و المجالات المغناطيسية ، على سبيل المثال ، الضوء الساقط أو الهجوم بواسطة الجسيمات المشحونة. لذا π - السندات ، التي لها طبيعة مختلفة تمامًا مقارنة بروابط بيتا ، أقل استقرارًا وتسبب نشاطًا كيميائيًا عاليًا للمركبات غير المشبعة مقارنة بالمركبات المشبعة (المشبعة).
في الحالة الأرضية ، تحتوي ذرة الكربون C (1s 2 2s 2 2p 2) على إلكترونين غير متزاوجين ، حيث لا يمكن تكوين سوى زوجين إلكترونين مشتركين. ومع ذلك ، فإن الكربون في معظم مركباته رباعي التكافؤ. هذا يرجع إلى حقيقة أن ذرة الكربون ، التي تمتص كمية صغيرة من الطاقة ، تدخل في حالة مثارة تحتوي على 4 إلكترونات غير مقترنة ، أي قادرة على تشكيل أربعةالروابط التساهمية وتشارك في تكوين أربعة أزواج إلكترونية مشتركة:
6 C 1s 2 2s 2 2p 2 6 C * 1s 2 2s 1 2p 3.
| ↓ | ||||||||||||
| 1 | ↓ | ص | ↓ | ص | ||||||||
| س | س | |||||||||||
يتم تعويض طاقة الإثارة عن طريق تكوين روابط كيميائية ، والتي تحدث مع إطلاق الطاقة.
تمتلك ذرات الكربون القدرة على تكوين ثلاثة أنواع من التهجين لمدارات الإلكترون ( sp 3, sp 2, ص) وتشكيل روابط متعددة (مزدوجة وثلاثية) فيما بينها (الجدول 2.2).
الجدول 2.2
أنواع التهجين وهندسة الجزيئات
السندات البسيطة (المنفردة) تحدث عندما sp 3- التهجين ، حيث تكون جميع المدارات الهجينة الأربعة متكافئة ولها اتجاه مكاني بزاوية 109 درجة 29 'لبعضها البعض وموجهة نحو رؤوس رباعي السطوح المنتظم (الشكل 2.8).
أرز. 2.8 تكوين جزيء الميثان CH 4
إذا تداخلت مدارات الكربون الهجينة مع كروية س- المدارات من ذرة الهيدروجين ، ثم يتكون أبسط مركب عضوي الميثان CH 4 - هيدروكربون مشبع.
من الأهمية بمكان دراسة روابط ذرات الكربون مع بعضها ومع ذرات العناصر الأخرى. ضع في اعتبارك بنية جزيئات الإيثان والإيثيلين والأسيتيلين.
الزوايا بين جميع الروابط في جزيء الإيثان تكاد تكون متساوية تمامًا مع بعضها البعض (الشكل 2.9) ولا تختلف عن زوايا C - H في جزيء الميثان.
لذلك ، ذرات الكربون في الحالة sp 3-تهجين.
أرز. 2.9 جزيء الإيثان C 2 H 6
يمكن أن يكون تهجين مدارات الإلكترون لذرات الكربون غير مكتمل ، أي يمكن أن تشمل اثنين sp 2-التهجين) أو واحد ( ص-التهجين) من ثلاثة صمداري. في هذه الحالة ، تتشكل بين ذرات الكربون سندات متعددة (مزدوج أو ثلاثي). تسمى الهيدروكربونات ذات الروابط المتعددة بأنها غير مشبعة أو غير مشبعة. يتم تكوين رابطة مزدوجة (C = C) عندما sp 2-تهجين.
في هذه الحالة ، تحتوي كل ذرة من ذرات الكربون على واحدة من ثلاث ذرات صلا تشارك -orbitals في التهجين ، مما يؤدي إلى تكوين ثلاثة sp 2- المدارات الهجينة الموجودة في نفس المستوى بزاوية 120 درجة لبعضها البعض ، وغير الهجينة 2 ص- المداري عمودي على هذا المستوى. ترتبط ذرتان من الكربون ببعضهما البعض ، وتشكل رابطة s واحدة بسبب تداخل المدارات الهجينة ورابطة p واحدة بسبب التداخل صمداري.
تفاعل مدارات الكربون الهجينة الحرة مع 1 س-الربيتال من ذرات الهيدروجين يؤدي إلى تكوين جزيء الإيثيلين C 2 H 4 (الشكل 2.10) - أبسط ممثل للهيدروكربونات غير المشبعة.
أرز. 2.10. تكوين جزيء إيثيلين C 2 H 4
يكون تداخل مدارات الإلكترون في حالة الرابطة p أقل وتوجد المناطق ذات الكثافة الإلكترونية المتزايدة بعيدًا عن نوى الذرات ، لذا فإن هذه الرابطة أقل قوة من الرابطة s.
تتكون الرابطة الثلاثية من رابطة واحدة واثنتين من السندات. في هذه الحالة ، تكون مدارات الإلكترون في حالة تهجين sp ، يحدث تكوينها بسبب أحد س- و واحد ص- المدرات (الشكل 2.11).
يقع المداران الهجينان بزاوية 180 درجة بالنسبة لبعضهما البعض ، والمداريان المتبقيان غير الهجينين ص- تقع المدارات في طائرتين متعامدين بشكل متبادل. يحدث تكوين الرابطة الثلاثية في جزيء الأسيتيلين C2H2 (انظر الشكل 2.11).
أرز. 2.11. تكوين جزيء الأسيتيلين C 2 H 2
ينشأ نوع خاص من السندات أثناء تكوين جزيء بنزين (C 6 H 6) - أبسط ممثل للهيدروكربونات العطرية.
يحتوي البنزين على ست ذرات كربون مرتبطة معًا في دورة (حلقة بنزين) ، بينما تكون كل ذرة كربون في حالة تهجين sp 2 (الشكل 2.12).
أرز. 2.12. sp 2 - مدارات جزيء البنزين C 6 H 6
تقع جميع ذرات الكربون الموجودة في جزيء البنزين في نفس المستوى. كل ذرة كربون في حالة التهجين sp 2 لها مدار p غير مهجن آخر مع إلكترون غير مزدوج ، والذي يشكل رابطة p (الشكل 2.13).
محور مثل هذا ص- يقع المدور عموديًا على مستوى جزيء البنزين.
كل ستة غير هجين صتشكل المدارات-المدارية رابطة p-مدارية جزيئية مشتركة ، ويتم دمج جميع الإلكترونات الستة في مجموعة سداسية إلكترونية.
يقع السطح الحدودي لمثل هذا المدار أعلى وأسفل مستوى الهيكل العظمي الكربوني. نتيجة للتداخل الدائري ، ينشأ نظام p واحد غير محدد ، يغطي جميع ذرات الكربون في الدورة (الشكل 2.13).
يصور البنزين بشكل تخطيطي على أنه شكل مسدس بداخله حلقة ، مما يشير إلى وجود عدم تمركز الإلكترونات والروابط المقابلة.
أرز. 2.13. - روابط في جزيء البنزين C 6 H 6
الرابطة الكيميائية الأيونية
الرابطة الأيونية- رابطة كيميائية تشكلت نتيجة التجاذب الكهروستاتيكي المتبادل للأيونات المشحونة عكسيا ، حيث يتم تحقيق حالة مستقرة عن طريق الانتقال الكامل لكثافة الإلكترون الكلية إلى ذرة عنصر أكثر كهرسلبية.
الرابطة الأيونية البحتة هي الحالة المحددة للرابطة التساهمية.
من الناحية العملية ، لا يتحقق الانتقال الكامل للإلكترونات من ذرة إلى ذرة أخرى من خلال رابطة ، نظرًا لأن كل عنصر لديه EO أكبر أو أقل (ولكن ليس صفرًا) ، وأي رابطة كيميائية ستكون تساهمية إلى حد ما.
تنشأ مثل هذه الرابطة في حالة وجود اختلاف كبير في ER للذرات ، على سبيل المثال ، بين الكاتيونات س- معادن المجموعتين الأولى والثانية من النظام الدوري وأنيونات غير الفلزات من المجموعات VIA و VIIA (LiF ، NaCl ، CsF ، إلخ).
على عكس الرابطة التساهمية ، الرابطة الأيونية ليس لها اتجاه . يفسر ذلك حقيقة أن المجال الكهربائي للأيون له تناظر كروي ، أي يتناقص مع المسافة وفقًا لنفس القانون في أي اتجاه. لذلك ، فإن التفاعل بين الأيونات مستقل عن الاتجاه.
لا يمكن أن يؤدي تفاعل أيونين من الإشارة المعاكسة إلى تعويض متبادل كامل لمجالات قوتهم. لهذا السبب ، يحتفظون بالقدرة على جذب أيونات الإشارة المعاكسة في اتجاهات أخرى. لذلك ، على عكس الرابطة التساهمية ، تتميز الرابطة الأيونية أيضًا بعدم قابلية التشبع .
يتسبب نقص التوجيه وتشبع الرابطة الأيونية في ميل الجزيئات الأيونية إلى الارتباط. تحتوي جميع المركبات الأيونية في الحالة الصلبة على شبكة بلورية أيونية يحيط فيها كل أيون بعدة أيونات من الإشارة المعاكسة. في هذه الحالة ، تكون جميع روابط أيون معين مع الأيونات المجاورة متكافئة.
اتصال معدني
تتميز المعادن بعدد من الخصائص الخاصة: التوصيل الكهربائي والحراري ، اللمعان المعدني المميز ، القابلية للتطويع ، الليونة العالية ، والقوة العالية. يمكن تفسير هذه الخصائص المحددة للمعادن بنوع خاص من الرابطة الكيميائية يسمى معدني .
الرابطة المعدنية هي نتيجة تداخل مدارات غير محددة من الذرات تقترب من بعضها البعض في الشبكة البلورية للمعدن.
تحتوي معظم المعادن على عدد كبير من المدارات الشاغرة وعدد صغير من الإلكترونات على المستوى الإلكتروني الخارجي.
لذلك ، فمن الأفضل من الناحية النشطة ألا تكون الإلكترونات موضعية ، ولكنها تنتمي إلى ذرة المعدن بأكملها. في المواقع الشبكية للمعدن ، توجد أيونات موجبة الشحنة مغمورة في "غاز" إلكتروني موزعة في جميع أنحاء المعدن:
أنا ↔ أنا n + + n.
بين أيونات المعادن موجبة الشحنة (Me n +) والإلكترونات غير الموضعية (n) يوجد تفاعل إلكتروستاتيكي يضمن استقرار المادة. تكون طاقة هذا التفاعل وسيطة بين طاقات البلورات التساهمية والجزيئية. لذلك ، العناصر ذات الروابط المعدنية البحتة ( س-، و ص-العناصر) تتميز بنقاط انصهار وصلابة عالية نسبيًا.
وجود الإلكترونات ، التي يمكنها التحرك بحرية حول حجم البلورة ، وتوفر خصائص محددة للمعدن
رابطة الهيدروجين
رابطة الهيدروجين – نوع خاص من التفاعل بين الجزيئات. ذرات الهيدروجين المرتبطة تساهميًا بذرة عنصر لها قيمة كهرسلبية عالية (الأكثر شيوعًا F و O و N ولكن أيضًا Cl و S و C) تحمل شحنة فعالة عالية نسبيًا. نتيجة لذلك ، يمكن أن تتفاعل ذرات الهيدروجين كهروستاتيكيًا مع ذرات هذه العناصر.
لذلك ، يتم توجيه ذرة H d + لجزيء ماء واحد وبالتالي تتفاعل (كما هو موضح بثلاث نقاط) مع ذرة O d - جزيء ماء آخر:
الروابط المكونة من ذرة H الواقعة بين ذرتين من العناصر الكهربية تسمى الروابط الهيدروجينية:
د- د + د-
أ - ح × × × ب
طاقة الرابطة الهيدروجينية أقل بكثير من طاقة الرابطة التساهمية التقليدية (150-400 كيلوجول / مول) ، لكن هذه الطاقة كافية للتسبب في تراكم جزيئات المركبات المقابلة في الحالة السائلة ، على سبيل المثال ، في فلوريد الهيدروجين السائل HF (الشكل 2.14). بالنسبة لمركبات الفلور ، فإنها تصل إلى حوالي 40 كيلوجول / مول.
أرز. 2.14. تجمع جزيئات HF بسبب روابط الهيدروجين
طول الرابطة الهيدروجينية أقل أيضًا من طول الرابطة التساهمية. لذلك ، في البوليمر (HF) n ، يكون طول رابطة F - H هو 0.092 نانومتر ، ورابطة F - H هي 0.14 نانومتر. بالنسبة للماء ، يبلغ طول رابطة O - H 0.096 نانومتر ، وطول رابطة O - H هو 0.177 نانومتر.
يؤدي تكوين روابط الهيدروجين بين الجزيئات إلى تغيير كبير في خصائص المواد: زيادة اللزوجة وثابت العزل الكهربائي ونقاط الغليان والانصهار.
معلومات مماثلة.
169375 0
كل ذرة لديها عدد معين من الإلكترونات.
عند الدخول في تفاعلات كيميائية ، تتبرع الذرات بالإلكترونات أو تكتسبها أو تجعلها اجتماعية ، لتصل إلى التكوين الإلكتروني الأكثر استقرارًا. التكوين بأقل طاقة هو الأكثر استقرارًا (كما هو الحال في ذرات الغازات النبيلة). يسمى هذا النمط "قاعدة الثمانيات" (الشكل 1).
أرز. واحد.
هذه القاعدة تنطبق على الجميع أنواع الاتصال. تسمح الروابط الإلكترونية بين الذرات لهم بتكوين هياكل مستقرة ، من أبسط البلورات إلى الجزيئات الحيوية المعقدة التي تشكل في النهاية أنظمة حية. وهي تختلف عن البلورات في عملية التمثيل الغذائي المستمر. ومع ذلك ، تستمر العديد من التفاعلات الكيميائية وفقًا للآليات التحويل الإلكترونيالتي تلعب دورًا مهمًا في عمليات الطاقة في الجسم.
الرابطة الكيميائية هي القوة التي تجمع بين ذرتين أو أكثر أو أيونات أو جزيئات أو أي مزيج منها..
إن طبيعة الرابطة الكيميائية عالمية: إنها قوة جذب إلكتروستاتيكية بين الإلكترونات سالبة الشحنة والأنوية الموجبة الشحنة ، والتي تحددها تكوين الإلكترونات في الغلاف الخارجي للذرات. تسمى قدرة الذرة على تكوين روابط كيميائية التكافؤ، أو حالة الأكسدة. مفهوم إلكترونات التكافؤ- الإلكترونات التي تشكل روابط كيميائية ، أي تلك الموجودة في المدارات عالية الطاقة. وفقًا لذلك ، يُطلق على الغلاف الخارجي للذرة التي تحتوي على هذه المدارات التكافؤ مدار. في الوقت الحاضر ، لا يكفي الإشارة إلى وجود رابطة كيميائية ، ولكن من الضروري توضيح نوعها: أيوني ، تساهمي ، ثنائي القطب ، معدني.
النوع الأول من الاتصال هوأيوني الإتصال
وفقًا لنظرية التكافؤ الإلكترونية التي وضعها لويس وكوسيل ، يمكن للذرات أن تحقق تكوينًا إلكترونيًا مستقرًا بطريقتين: الأولى ، بفقدان الإلكترونات ، لتصبح الايونات الموجبة، وثانيًا ، اكتسابها ، وتحويلها إلى الأنيونات. نتيجة لنقل الإلكترون ، وبسبب القوة الكهروستاتيكية للتجاذب بين الأيونات بشحنات الإشارة المعاكسة ، تتشكل رابطة كيميائية تسمى كوسيل " كهربية(اتصل الان أيوني).
في هذه الحالة ، تشكل الأنيونات والكاتيونات تكوينًا إلكترونيًا ثابتًا مع غلاف إلكتروني خارجي مملوء. تتكون الروابط الأيونية النموذجية من كاتيونات مجموعات T و II من النظام الدوري وأنيونات العناصر غير المعدنية للمجموعتين VI و VII (16 و 17 مجموعة فرعية - على التوالي ، الكالكوجيناتو الهالوجينات). الروابط في المركبات الأيونية غير مشبعة وغير اتجاهية ، لذا فهي تحتفظ بإمكانية التفاعل الكهروستاتيكي مع الأيونات الأخرى. على التين. يوضح الشكلان 2 و 3 أمثلة على الروابط الأيونية المقابلة لنموذج كوسيل لنقل الإلكترون.
أرز. 2.
أرز. 3.الرابطة الأيونية في جزيء كلوريد الصوديوم (NaCl)
هنا من المناسب تذكر بعض الخصائص التي تشرح سلوك المواد في الطبيعة ، على وجه الخصوص ، للنظر في مفهوم الأحماضو أسباب.
المحاليل المائية لجميع هذه المواد هي إلكتروليتات. يغيرون اللون بطرق مختلفة. المؤشرات. تم اكتشاف آلية عمل المؤشرات بواسطة F.V. اوستوالد. وبيّن أن المؤشرات عبارة عن أحماض أو قواعد ضعيفة ، يختلف لونها في الحالات غير المنفصلة والمفصولة.
يمكن للقواعد تحييد الأحماض. ليست كل القواعد قابلة للذوبان في الماء (على سبيل المثال ، بعض المركبات العضوية التي لا تحتوي على مجموعات -OH غير قابلة للذوبان ، على وجه الخصوص ، ثلاثي إيثيل أمين N (C 2 H 5) 3)؛ تسمى القواعد القابلة للذوبان القلويات.
تدخل المحاليل المائية للأحماض في تفاعلات مميزة:
أ) مع أكاسيد المعادن - مع تكوين الملح والماء ؛
ب) مع المعادن - مع تكوين الملح والهيدروجين ؛
ج) مع الكربونات - مع تكوين الملح ، كو 2 و ح 2 ا.
وصفت عدة نظريات خصائص الأحماض والقواعد. وفقًا لنظرية S.A. أرهينيوس ، وهو حمض مادة تنفصل لتكوين أيونات ح+ ، بينما تشكل القاعدة أيونات هو-. لا تأخذ هذه النظرية بعين الاعتبار وجود قواعد عضوية لا تحتوي على مجموعات هيدروكسيل.
في الخط مع بروتوننظرية برونستد ولوري ، الحمض عبارة عن مادة تحتوي على جزيئات أو أيونات تتبرع بالبروتونات ( المتبرعينالبروتونات) والقاعدة عبارة عن مادة تتكون من جزيئات أو أيونات تقبل البروتونات ( يقبلونالبروتونات). لاحظ أنه في المحاليل المائية ، توجد أيونات الهيدروجين في شكل رطب ، أي في شكل أيونات الهيدرونيوم H3O+. تصف هذه النظرية التفاعلات ليس فقط مع أيونات الماء والهيدروكسيد ، ولكن أيضًا يتم إجراؤها في حالة عدم وجود مذيب أو باستخدام مذيب غير مائي.
على سبيل المثال ، في التفاعل بين الأمونيا نيو هامبشاير 3 (قاعدة ضعيفة) وكلوريد الهيدروجين في الطور الغازي ، يتكون كلوريد الأمونيوم الصلب ، وفي خليط توازن من مادتين هناك دائمًا 4 جسيمات ، اثنان منها عبارة عن أحماض ، والاثنان الآخران عبارة عن قواعد:
يتكون خليط التوازن هذا من زوجين مترافقين من الأحماض والقواعد:
1)نيو هامبشاير 4+ و نيو هامبشاير 3
2) حمض الهيدروكلوريكو Cl ‑
هنا ، في كل زوج مترافق ، يختلف الحمض والقاعدة ببروتون واحد. كل حمض له قاعدة مقترنة. الحمض القوي له قاعدة مترافقة ضعيفة ، والحمض الضعيف له قاعدة مترافقة قوية.
تتيح نظرية برونستيد-لوري شرح الدور الفريد للمياه في حياة المحيط الحيوي. يمكن للمياه ، اعتمادًا على المادة التي تتفاعل معها ، أن تظهر خصائص حمض أو قاعدة. على سبيل المثال ، في التفاعلات مع المحاليل المائية لحمض الأسيتيك ، يكون الماء قاعدة ، ومع المحاليل المائية للأمونيا ، فهو حمض.
1) CH 3 COOH + H 2 O ↔ H 3 O + + CH 3 سو-. هنا جزيء حمض الخليك يتبرع ببروتون لجزيء الماء ؛
2) NH3 + H 2 O ↔ NH4 + + هو-. هنا جزيء الأمونيا يقبل بروتونًا من جزيء الماء.
وبالتالي ، يمكن أن يشكل الماء زوجين مترافقين:
1) H 2 O(حمض) و هو- (القاعدة المترافقة)
2) H 3 O+ (حمض) و H 2 O(القاعدة المترافقة).
في الحالة الأولى ، يتبرع الماء بالبروتون ، وفي الحالة الثانية يقبله.
تسمى هذه الخاصية amphiprotonity. المواد التي يمكن أن تتفاعل مثل الأحماض والقواعد تسمى مذبذب. غالبًا ما توجد هذه المواد في الطبيعة. على سبيل المثال ، يمكن أن تشكل الأحماض الأمينية أملاحًا مع كل من الأحماض والقواعد. لذلك ، تشكل الببتيدات بسهولة مركبات التنسيق مع وجود أيونات المعادن.
وبالتالي ، فإن الخاصية المميزة للرابطة الأيونية هي الإزاحة الكاملة لمجموعة من الإلكترونات المرتبطة بإحدى النوى. هذا يعني أن هناك منطقة بين الأيونات حيث كثافة الإلكترون تقارب الصفر.
النوع الثاني من الاتصال هوتساهمية الإتصال
يمكن أن تشكل الذرات تكوينات إلكترونية مستقرة عن طريق مشاركة الإلكترونات.
تتشكل هذه الرابطة عند مشاركة زوج من الإلكترونات واحدًا تلو الآخر. من كلذرة. في هذه الحالة ، يتم توزيع إلكترونات الرابطة الاجتماعية بالتساوي بين الذرات. مثال على الرابطة التساهمية متجانس النوىثنائي الذرة جزيئات H. 2 , ن 2 , F 2. Allotropes لها نفس النوع من السندات. ا 2 والأوزون ا 3 ولجزيء متعدد الذرات س 8 وكذلك جزيئات غير متجانسةكلوريد الهيدروجين حمض الهيدروكلوريك، نشبع كو 2 ، الميثان CH 4 ، الإيثانول مع 2 ح 5 هو، سادس فلوريد الكبريت سادس 6 ، الأسيتيلين مع 2 ح 2. كل هذه الجزيئات لها نفس الإلكترونات المشتركة ، وروابطها مشبعة وموجهة بنفس الطريقة (الشكل 4).
بالنسبة لعلماء الأحياء ، من المهم أن يتم تقليل أنصاف الأقطار التساهمية للذرات في الروابط المزدوجة والثلاثية مقارنة برابطة واحدة.
أرز. 4.الرابطة التساهمية في جزيء Cl 2.
الأنواع الأيونية والتساهمية من الروابط هما حالتان مقيّدتان للعديد من الأنواع الموجودة من الروابط الكيميائية ، وعمليًا ، تكون معظم الروابط وسيطة.
المركبات المكونة من عنصرين تقع على طرفي نقيض لنفس فترات أو فترات مختلفة من نظام منديليف تشكل في الغالب روابط أيونية. عندما تقترب العناصر من بعضها البعض خلال فترة ، تقل الطبيعة الأيونية لمركباتها ، بينما تزداد الشخصية التساهمية. على سبيل المثال ، تشكل هاليدات وأكاسيد العناصر الموجودة على الجانب الأيسر من الجدول الدوري في الغالب روابط أيونية ( كلوريد الصوديوم ، AgBr ، BaSO 4 ، CaCO 3 ، KNO 3 ، CaO ، هيدروكسيد الصوديوم) ، ونفس مركبات العناصر الموجودة على الجانب الأيمن من الجدول تساهمية ( H 2 O، CO 2، NH 3، NO 2، CH 4الفينول C6H5OHالجلوكوز ج 6 س 12 س 6، الإيثانول ج 2 ح 5 أوه).
الرابطة التساهمية ، بدورها ، لها تعديل آخر.
في الأيونات متعددة الذرات والجزيئات البيولوجية المعقدة ، يمكن أن يأتي كلا الإلكترونين فقط من واحدذرة. يدعي جهات مانحةزوج الإلكترون. تسمى الذرة التي تجعل هذا الزوج من الإلكترونات مع متبرع متقبلزوج الإلكترون. يسمى هذا النوع من الرابطة التساهمية التنسيق (المتبرع المتقبل, أوdative) تواصل(الشكل 5). هذا النوع من الروابط هو الأكثر أهمية في علم الأحياء والطب ، حيث يتم وصف كيمياء العناصر الأكثر أهمية في التمثيل الغذائي إلى حد كبير عن طريق روابط التنسيق.
صورة. 5.
كقاعدة عامة ، في مركب معقد ، تعمل ذرة المعدن كمقبل لزوج الإلكترون ؛ على العكس من ذلك ، في الروابط الأيونية والتساهمية ، تكون ذرة المعدن مانحًا للإلكترون.
يمكن توضيح جوهر الرابطة التساهمية وتنوعها - رابطة التنسيق - بمساعدة نظرية أخرى للأحماض والقواعد ، اقترحها GN. لويس. قام إلى حد ما بتوسيع المفهوم الدلالي للمصطلحين "حمض" و "قاعدة" وفقًا لنظرية برونستيد-لوري. تشرح نظرية لويس طبيعة تكوين الأيونات المعقدة ومشاركة المواد في تفاعلات الاستبدال النووي ، أي في تكوين CS.
وفقًا لـ Lewis ، فإن الحمض مادة قادرة على تكوين رابطة تساهمية بقبول زوج إلكترون من قاعدة. قاعدة لويس هي مادة تحتوي على زوج واحد من الإلكترونات ، والتي ، من خلال التبرع بالإلكترونات ، تشكل رابطة تساهمية مع حمض لويس.
أي أن نظرية لويس توسع نطاق التفاعلات الحمضية القاعدية أيضًا للتفاعلات التي لا تشارك فيها البروتونات على الإطلاق. علاوة على ذلك ، فإن البروتون نفسه ، وفقًا لهذه النظرية ، هو أيضًا حمض ، لأنه قادر على قبول زوج الإلكترون.
لذلك ، وفقًا لهذه النظرية ، فإن الكاتيونات هي أحماض لويس والأنيونات هي قواعد لويس. ردود الفعل التالية هي أمثلة:
لقد لوحظ أعلاه أن التقسيم الفرعي للمواد إلى مواد أيونية وتساهمية نسبي ، حيث لا يوجد نقل كامل للإلكترون من ذرات المعادن إلى الذرات المستقبلة في الجزيئات التساهمية. في المركبات ذات الرابطة الأيونية ، يكون كل أيون في المجال الكهربائي للأيونات للعلامة المعاكسة ، لذا فهي مستقطبة بشكل متبادل ، وتشوه غلافها.
الاستقطابيحددها الهيكل الإلكتروني وشحنة وحجم الأيونات ؛ إنه أعلى بالنسبة للأنيونات منه في الكاتيونات. أعلى قابلية للاستقطاب بين الكاتيونات هي للكاتيونات ذات الشحنة الأكبر والأصغر حجما ، على سبيل المثال ، ل Hg 2+، Cd 2+، Pb 2+، Al 3+، Tl 3+. له تأثير استقطاب قوي ح+. نظرًا لأن تأثير استقطاب الأيونات ثنائي الاتجاه ، فإنه يغير بشكل كبير خصائص المركبات التي تشكلها.
النوع الثالث من الاتصال -ثنائي القطب ثنائي القطب الإتصال
بالإضافة إلى أنواع الاتصالات المدرجة ، هناك أيضًا ثنائي القطب ثنائي القطب بين الجزيئاتالتفاعلات ، والمعروفة أيضًا باسم فان دير فال .
تعتمد قوة هذه التفاعلات على طبيعة الجزيئات.
هناك ثلاثة أنواع من التفاعلات: ثنائي القطب الدائم - ثنائي القطب الدائم ( ثنائي القطب ثنائي القطبجاذبية)؛ ثنائي القطب الدائم المستحث ( استقراءجاذبية)؛ ثنائي أقطاب لحظي مستحث ( تشتتجاذبية ، أو قوى لندن ؛ أرز. 6).
أرز. 6.
فقط الجزيئات ذات الروابط التساهمية القطبية لها عزم ثنائي القطب ( حمض الهيدروكلوريك ، NH 3 ، SO 2 ، H 2 O ، C 6 H 5 Cl) ، وقوة الرابطة هي 1-2 ديبي(1D = 3.338 × 10-30 كولوم متر - C × م).
في الكيمياء الحيوية ، يتم تمييز نوع آخر من الروابط - هيدروجين الاتصال ، وهي حالة مقيدة ثنائي القطب ثنائي القطبجاذبية. تتكون هذه الرابطة من خلال التجاذب بين ذرة الهيدروجين وذرة صغيرة كهربية ، وغالبًا ما يكون الأكسجين والفلور والنيتروجين. مع الذرات الكبيرة التي لها نفس القدرة الكهربية (على سبيل المثال ، مع الكلور والكبريت) ، تكون الرابطة الهيدروجينية أضعف بكثير. تتميز ذرة الهيدروجين بميزة أساسية واحدة: عندما يتم سحب إلكترونات الربط ، تنكشف نواتها - البروتون - وتتوقف الإلكترونات عن الغربلة.
لذلك ، تتحول الذرة إلى ثنائي القطب كبير.
تتشكل الرابطة الهيدروجينية ، على عكس رابطة فان دير فال ، ليس فقط أثناء التفاعلات بين الجزيئات ، ولكن أيضًا داخل جزيء واحد - ضمجزيئي عامل ضمن الجزيئرابطة الهيدروجين. تلعب الروابط الهيدروجينية دورًا مهمًا في الكيمياء الحيوية ، على سبيل المثال ، لتثبيت بنية البروتينات في شكل حلزون ألفا ، أو لتشكيل حلزون مزدوج للحمض النووي (الشكل 7).
الشكل 7.
روابط الهيدروجين وفان دير فال أضعف بكثير من الروابط الأيونية والتساهمية والتنسيق. يشار إلى طاقة الروابط بين الجزيئات في الجدول. واحد.
الجدول 1.طاقة القوى الجزيئية
ملحوظة: درجة التفاعلات الجزيئية تعكس المحتوى الحراري للذوبان والتبخر (الغليان). تتطلب المركبات الأيونية طاقة أكبر بكثير لفصل الأيونات مقارنة بفصل الجزيئات. المحتوى الحراري للذوبان للمركبات الأيونية أعلى بكثير من المركبات الجزيئية.
النوع الرابع من الاتصال -السندات معدنية
أخيرًا ، هناك نوع آخر من الروابط بين الجزيئات - فلز: توصيل الأيونات الموجبة لشبكة المعادن بالإلكترونات الحرة. هذا النوع من الاتصال لا يحدث في الكائنات البيولوجية.
من مراجعة موجزة لأنواع الروابط ، تظهر إحدى التفاصيل: معلمة مهمة لذرة أو أيون معدن - مانح إلكترون ، وكذلك ذرة - متقبل الإلكترون هو الحجم.
دون الخوض في التفاصيل ، نلاحظ أن أنصاف الأقطار التساهمية للذرات ، ونصف القطر الأيوني للمعادن ، وأنصاف أقطار فان دير فال للجزيئات المتفاعلة تزداد كلما زاد عددها الذري في مجموعات النظام الدوري. في هذه الحالة ، تكون قيم نصف قطر الأيونات هي الأصغر ، ويكون نصف قطر فان دير فالس هو الأكبر. كقاعدة عامة ، عند الانتقال إلى أسفل المجموعة ، يزداد أنصاف أقطار جميع العناصر ، التساهمية و van der Waals.
الأكثر أهمية لعلماء الأحياء والأطباء تنسيق(متقبل المانح) الروابط التي تعتبرها كيمياء التنسيق.
المواد العضوية الحيوية الطبية. ك. بارشكوف
في الحالة الأرضية ، تحتوي ذرة الكربون C (1s 2 2s 2 2p 2) على إلكترونين غير متزاوجين ، وبسبب ذلك يمكن أن يتشكل فقط زوجان إلكترون مشتركان. ومع ذلك ، فإن الكربون في معظم مركباته رباعي التكافؤ. هذا يرجع إلى حقيقة أن ذرة الكربون ، التي تمتص كمية صغيرة من الطاقة ، تدخل في حالة مثارة تحتوي على 4 إلكترونات غير مقترنة ، أي قادرة على تشكيل أربعةالروابط التساهمية وتشارك في تكوين أربعة أزواج إلكترونية مشتركة:
6 C 1 s 2 2s 2 2 p 2 6 C * 1 s 2 2s 1 2 ص 3
| ↓ | |||||||||||||
| 1 | ↓ | ص | ↓ | ص | |||||||||
| س | س | ||||||||||||
يتم تعويض طاقة الإثارة عن طريق تكوين روابط كيميائية ، والتي تحدث مع إطلاق الطاقة.
تمتلك ذرات الكربون القدرة على تكوين ثلاثة أنواع من التهجين لمدارات الإلكترون ( sp 3, sp 2, ص) وتشكيل روابط متعددة (مزدوجة وثلاثية) بينهما (الجدول 7).
الجدول 7
أنواع التهجين وهندسة الجزيئات
بسيطة (مفردة) - يتم إجراء الاتصال عندما sp 3- التهجين ، حيث تكون جميع المدارات الهجينة الأربعة متكافئة ولها اتجاه في الفضاء بزاوية 109 حوالي 29 بوصة لبعضها البعض وموجهة نحو رؤوس رباعي السطوح المنتظم.
أرز. 19. تكوين جزيء الميثان CH 4
إذا تداخلت مدارات الكربون الهجينة مع كروية س- المدارات من ذرة الهيدروجين ، ثم يتم تكوين أبسط مركب عضوي الميثان CH 4 - هيدروكربون مشبع (الشكل 19).
أرز. 20. ترتيب رباعي السطوح للروابط في جزيء الميثان
من الأهمية بمكان دراسة روابط ذرات الكربون مع بعضها ومع ذرات العناصر الأخرى. ضع في اعتبارك بنية جزيئات الإيثان والإيثيلين والأسيتيلين.
الزوايا بين جميع الروابط في جزيء الإيثان تكاد تكون متساوية تمامًا مع بعضها البعض (الشكل 21) ولا تختلف عن زوايا C-H في جزيء الميثان.
أرز. 21. جزيء الإيثان C 2 H 6
لذلك ، ذرات الكربون في الحالة sp 3-تهجين.
يمكن أن يكون تهجين مدارات الإلكترون لذرات الكربون غير مكتمل ، أي يمكن أن تشمل اثنين sp 2تهجين) أو واحد ( ص-التهجين) من ثلاثة ص- المدارات. في هذه الحالة ، تتشكل بين ذرات الكربون مضاعفات(مزدوج أو ثلاثي) روابط. تسمى الهيدروكربونات ذات الروابط المتعددة بأنها غير مشبعة أو غير مشبعة. يتم تكوين رابطة مزدوجة (C = C) عندما sp 2- التهجين. في هذه الحالة ، تحتوي كل ذرة من ذرات الكربون على واحدة من ثلاث ذرات ص- لا تشارك المدارات في التهجين ، مما يؤدي إلى تكوين ثلاثة sp 2- المدارات الهجينة الموجودة في نفس المستوى بزاوية 120 تقريبًا لبعضها البعض ، وغير الهجينة 2 ص- المداري عمودي على هذا المستوى. ترتبط ذرتان من الكربون ببعضهما البعض ، وتشكل رابطة s واحدة بسبب تداخل المدارات الهجينة ورابطة p واحدة بسبب التداخل صمداري. يؤدي تفاعل المدارات الهجينة الحرة للكربون مع مدارات 1s من ذرات الهيدروجين إلى تكوين جزيء إيثيلين C 2 H 4 (الشكل 22) ، وهو أبسط ممثل للهيدروكربونات غير المشبعة.
أرز. 22. تكوين جزيء إيثيلين C 2 H 4
يكون تداخل المدارات الإلكترونية في حالة الروابط p أقل وتوجد المناطق ذات الكثافة الإلكترونية المتزايدة بعيدًا عن نوى الذرات ، لذا فإن هذه الرابطة أقل قوة من الرابطة s.
تتكون الرابطة الثلاثية من رابطة واحدة واثنتين من السندات. في هذه الحالة ، تكون مدارات الإلكترون في حالة تهجين sp ، يحدث تكوينها بسبب أحد س- و واحد ص- المدارات (الشكل 23).
أرز. 23. تكوين جزيء الأسيتيلين C 2 H 2
يوجد مداريان هجينان بزاوية 180 درجة بالنسبة لبعضهما البعض ، والمداريان المتبقيان غير هجينين ص- تقع المدارات في طائرتين متعامدين بشكل متبادل. يحدث تكوين رابطة ثلاثية في جزيء الأسيتيلين C 2 H 2.
ينشأ نوع خاص من السندات أثناء تكوين جزيء بنزين (C 6 H 6) - أبسط ممثل للهيدروكربونات العطرية.
يحتوي البنزين على ست ذرات كربون مرتبطة معًا في دورة (حلقة بنزين) ، بينما تكون كل ذرة كربون في حالة تهجين sp 2 (الشكل 24).
تقع جميع ذرات الكربون الموجودة في جزيء البنزين في نفس المستوى. تحتوي كل ذرة كربون في حالة تهجين sp 2 على مدار p غير مهجن آخر مع إلكترون غير مزدوج ، والذي يشكل رابطة p (الشكل 25).
محور هذا المدار p عمودي على مستوى جزيء البنزين.
أرز. 24. sp 2 - مدارات جزيء البنزين C 6 H 6
أرز. 25. - روابط في جزيء البنزين C 6 H 6
تشكل جميع المدارات p الستة غير الهجينة المدار p الجزيئي الترابط المشترك ، ويتم دمج جميع الإلكترونات الستة في مجموعة سداسية إلكترونية.
يقع السطح الحدودي لمثل هذا المدار أعلى وأسفل مستوى الهيكل العظمي الكربوني. نتيجة للتداخل الدائري ، ينشأ نظام p واحد غير محدد ، يغطي جميع ذرات الكربون في الدورة. يصور البنزين بشكل تخطيطي على أنه شكل مسدس بداخله حلقة ، مما يشير إلى وجود عدم تمركز الإلكترونات والروابط المقابلة.
