انت هنا الان : شبكة جامعة بابل > موقع الكلية > نظام التعليم الالكتروني > مشاهدة المحاضرة

اللاعضوية اول ف2-5

الكلية كلية العلوم للبنات     القسم قسم الكيمياء     المرحلة 1
أستاذ المادة محمد حامد سعيد الدهيمي       25/03/2018 17:24:37
الكيمياء اللاعضوية
المرحلة الأولى / الفصل الثاني
المحاضرة الخامسة 2017/ 2018 د. محمد حامد سعيد
الاواصر التساهمية :- Covalent Bond
في الوقت الذي كان يتم فيه تطوير النموذج الالكتروستاتيكي لتوضيح الاصرة الايونية تطورت نظرية أخرى لفهم نوع اخر من التاصر بذلالة الاشتراك الالكتروني وكان اول من ساهم في تطوير هذه النظرية هما العالمان لانكمير (Langmuir ) جلبرت لويس ( G.N.Lewis) وما تزال الصيغ التي وضعاها لبعض القواعد الأولية للتاصر تستخدم .حيث اقترحا أن التاصر الكيميائي هو عملية تشارك الإلكترونات بين الذرات. بمعنى أن الاصرة في الجزيء تتكون بازدواج الإلكترونين. وتتكون الاصرة التساهمية covalent bond من مساهمة كل ذرة بإلكترون للأصرة التي تجمع بينهما.
وندرج هنا بعض القواعد الأساسية لتكوين الاصرة التساهمية
1- لحدوث تاصر تساهمي يجب ان يكون التاصر الايوني غير ممكن وذلك يعني ببساطة وجوب مقارنة طاقة الالكترون على الذرة الأولى (A) مع طاقة الالكترون على الذرة الثانية (B) فاذا كان متساويان تتحد الذرتان لتكوين اصرة تساهمية . لكن اذا كان مستوى الطاقة على الذرة (B) اوطأ كثير من المستوى على الذرة (A) ينتقل الالكترون من الذرة (A) الى الذرة (B) لتنتج اصرة ايونية
2- يستعمل عادة زوج من الالكترونات لتكوين الاصرة التساهمية . وحسب قاعدة باولي للاستبعاد يجب ان يكون برم الالكترونين مزدوجا اذا شغل كلاهما نفس المكان في الفراغ بين النواتين لذا يعد تعريف الاصرة التساهمية بانها زوجا من الالكترونات محدود جدا . وسوف نلاحظ ان التأكيد على الازدواج الالكتروني في تكوين الاصرة غير ضروري وقد يسبب بعض الالتباس .
3- يجب ان تتداخل الاوربتالات الذرية على الذرات المتاصرة . أي انها تشترك بالمنطقة نفسها من الفراغ لحدوث التاصر كما يجب الانتباه بشكل كبير الى تماثل الاوربتالات
4- يجب ان يكون لمعظم الجزيئات الحد الأعلى من الالكترونات في غلاف التكافؤ (ثمان الكترونات). يعد ذلك ضروريا للعناصر من الليثيوم الى الفلور بسبب امتلاكها اربع اوربتالات فقط في غلاف التكافؤ. كما انه من الشائع للعناصر الأخرى التي تستفيد من اوربتالات S,P فقط. تحت هذه الظروف يجب ان يكون مجموع المزدوجات سواء كانت مشتركة في التاصر او غير مشتركة في التاصر مساويا لعدد الاوربتالات وهو اربع اوربتالات .
5- يمكن لغلاف التكافؤ ان يتسع لاكثر من ثمانية الكترونات بالنسبة للعناصر التي تمتلك اوربتالات متوفرة من نوع d ولما كانت اوربتالات d تظهر أول مرة في مستوى الطاقة الثالث . فان هذه العناصر تقع جميعها في الدورة الثالثة وما يليها من الدورات ( اللافلزات في مركباتها عالية التكافؤ اما الفلزات ففي المركبات المعقدة ) في حالة اللافلزات يمثل عدد الكترونات التكافؤ العامل المحدد . وهكذا يوجد اقصى حد للتساهمية من 5,6,7,8 في المجاميع V ,VI , VII , VIII .
6- تقل التنافرات بين الالكترونات اذ تعمل الالكترونات التاصرية والالكترونات غيرالتاصرية على ترتيب نفسها لتجنب التنافر فيما بينها قدر الإمكان
7- لقد افترض في جميع هذه القواعد ان الجزيئة تبحث عن اوطأ طاقة .ذلك يعني انها تكون اعلى عدد من الاواصر أي تتكون اقوى أواصر ممكنة ويكون ترتيب الذرات في الجزيئة بحيث يعمل على تقليل طاقات التنافر .
وعادة ما نشير لهذه الاصرة عند الكتابة بوضع خط يصل بين رمزي الذرتين. وفي هذه الاصرة يقع الإلكترونين المكونان للأصرة التساهمية تحت تأثير نواتي الذرتين بقوى التجاذب التي تعملان على الامساك بهما في الاصرة. وبصفة عامة تعتبر قوة التجاذب بين الأنوية الإلكترونات هي المسؤول الرئيس عن تكون الاصرة التساهمية في جميع الجزئيات الأخرى.
ناخذ مثال على المركبات التساهمية التي لايمكن تفسير الاصرة الموجودة بين الذرات بانتقال الإلكترونات من ذرة إلى أخرى. ففي حالة جزيء الهيدروجين ، على سبيل المثال، لا يمكن تفسير التاصر بين الذرتين عن طريق انتقال الإلكترون من ذرة إلى أخرى وذلك لأنهما تبقيان متماثلتين بعد التاصر. لذا ففي مثل هذه الحالة يفترض أن هنالك اشتراكاً بالإلكترونات بين الذرات المترابطة. وتسمى الاصرة الحاصلة بالأصرة التساهمية ، وتوجد هذه الاصرة في المركبات العضوية جميعها تقريباً، وفي معظم الأجسام الغازية والسائلة في درجة الحرارة العادية، كما أنها تصادف في بعض المركبات اللاعضوية الصلبة.
تنتمي المزدوجات الالكترونية لذرة ما بالقدر نفسه الذي تنتمي فيه للذرة الأخرى المشتركة معها، وتأخذ مكان بين الذرتين المشتركتين . والاصرة التساهمية تتوجه وفق محور النواتين للذرتين المشتركتين مثلاً يقال إن الاصرة التساهمية بسيطة إذا كان بين الذرتين مزدوج الكتروني واحد .وبالنسبة للذرات الأخرى متعددة الإلكترونات فإن التاصر التساهمي يتضمن فقط الإلكترونات الموجــــــودة في غلاف التكـــــــافوء. فإذا أخــذنا ذرة الفلور التي لها التوزيع الالكتروني[He] 2S2 2p5 على سبيل المثال نجد أن عملية التاصر فيها تتضمن فقط الإلكترونات في 2s و2p أما إلكترونات الغلاف 1s فهي بسبب قربها الشديد من النواة لها طاقة منخفضة جدا مما يجعلها لاتشترك في التاصر وتبقى لتمثل القلب الداخلي المكتمل للذرة. وبرسم تمثل النقاط بطريقة لويس لذرة الفلور.

نجد أن ذرة الفلور لا تحتوي إلا على إلكترون واحد منفرد بينما جميع الإلكترونات الستة الأخرى في غلاف التكافوء تكون مزدوجة وعندما تتكون الاصرة بين ذرتي فلور فإن هذين الإلكترونين يزدوجان ليكونا الرابطة التساهمية التي تجمع هاتين الذرتين ببعضهما في جزيء الفلور.
نلاحظ أن الترابط يحدث فقط بين إلكترونين من الإلكترونات التكافؤ القادمين من الذرتين المكونتين للجزيء بينما باقي الأزواج الإلكترونية تظل كما هي دون تغيير وهذه هي ما يطلق عليها الأزواج الفريدة lone pairs.
وتكون الاصرة ثنائية (مضاعفة) عند ارتباط الذرتين بمزدوجين الكترونيين ، وقد تكون ثلاثية عند وجود ثلاث مزدوجات الكترونية بين الذرتين المرتبطتين. إن الاصرة المفردة بين الذرتين أطول وأضعف من الاصرة الثنائية بينهما، وهذه بدورها أطول وأضعف من الاصرة الثلاثية بينهما. تتحقق قاعدة الثمانية في الذرات البسيطة التي لا يختلف فيها الترتيب الالكتروني لغلافها الخارجي بشكل كبير عن الترتيب الالكتروني للغاز النبيل , اصبح واضحا إن الإلكترونات في الغلاف الخارجي فقط هي التي تشترك في تشكيل الاصرة التساهمية ولذا تدعى هذه الإلكترونات، إلكترونات التكافؤ ، ويشار إليها بنقاط توضع حول رمز العنصر. كما في الأمثلة التالية

يمكن ان نميز ثلاث أنواع رئيسية من الاصرة التساهمية هي
1- الاصرة التساهمية الحقيقية غير قطبية متجانسة توجد هذه الاواصر عندما ترتبط ذرتين متماثلتين مثل الهيدروجين او الكلور
2- أواصر تساهمية قطبية غير متجانسة توجد هذه الاواصر عندما ترتبط ذرتين مختلفتي السالبية الكهربائية مثل (HF) يكون المزدوج الالكتروني قريب من ذرة الفلور
3- أواصر تساهمية تساندية ( التناسقية ) توجد هذه الاواصر عندما ترتبط ذرتين حيث تقدم الأولى الزوج الالكتروني والثانية الاوربتال الفارغ .
يعتبر جزيئة الهيدروجين ابسط حالة لوصف تكون اصرة الزوج الالكتروني فعندما تصطدم ذرتا هيدروجين مع بعضهما البعض يكون زوج الكتروني بينهما نظرا لان الغلاف الأول الذي يحتوي على اوربتال من نوع S ذات مدار واحد الذي يستطيع استيعاب المزدوج الالكتروني المكون للأصرة .



الا انه لا تستطيع أي من الذرتين الاحتفاظ بالمزدوج الالكتروني بشكل تام ان الية اندماج المداران الذريان مع بعضهما البعض بالرغم من انهما من نوع واحد يعود الى ان كل من هاتين الذرتين بدأت تقترب من الأخرى فعلى بعد معين تبدا السحابة الالكترونية (S) العائدة الى كل منهما بالتغطية المتبادلة فتزداد الكثافة الالكترونية بين النواتين مما يؤدي الى اضعاف التنافر بينهما كما ان كل من الالكترونين يشعر( عند حدوث التغطية المتبادلة) بانجذابه نحو النواة الأخرى بالإضافة الى انجذابه نحو نواته الاصلية مما يساعد على ارتباط الذرتين , وأخيرا فان الالكترونين المؤلفين للأصرة يدوران بلف ذاتي متعاكس مما يؤدي الى تجاذب مغناطيسي بينهما يضعف من تنافرهما الكهربائي عند ذلك يندمج المداران الذريان في سحابة اكبر تشمل النواتين . يمكن التعبير عن الرمز الالكتروني لجزيئة الهيدروجين بأحد الطريقتين H:H او H-H
اما في حالة الكلور فان تكون الأصرة التساهمية يعتمد على ان كل ذرة من الذرتين المكونتين لجزيئة الكلور ينقصها الكترون واحد ليكتمل مدارها الخارجي ويصل الى تركيب الثماني المستقر .فعندما تصطدم الذرتان مع بعضهما البعض فان كل ذرة تحاول الوصول الى التركيب الثماني لكن لاتستطيع أي من الذرتين نزع الالكترون بشكل كامل من الأخرى وضمه اليها لكونهما متماثلتين تمما كما سبق وعلى ذلك فان الذرتين تتشاركان بزوج الكتروني بحيث يعتبران احدهما تكمل مدارها الخارجي الى ثمانية أجزاء من الوقت وكذلك بالنسبة للاخرى ولفترة متساوية .



ندرج امثلة لمركبات الهيدروجين مع أربعة من عناصر الجدول الدوري


ميثان امونيا ماء حامض الهيدروفلوريد

في جزيئة فلوريد الهيدروجين يتحد الفلور بذرة هيدروجين واحدة ويتحد الاوكسجين في جزيئة الماء بذرتي هيدروجين بينما يتحد ثلاث ذرات من الهيدروجين بذرة النتروجين في جزيئة الامونيا واخيريا تتحد اربع ذرات هيدروجين بذرة الكاربون في جزيئة الميثان . بشكل مبسط يمكن ان تعين تكافؤ عنصر ما من عدد الالكترونات المشتركة في الزوج الالكتروني.
قد يحتاج الامر لاكثر من زوج الكتروني للارتباط كما هو الحال في جزيئة النتروجين او جزيئة ثاني أوكسيد الكربون حيث تنشاء الاواصر المضاعفة ( ثنائية او ثلاثية )


6C = 1S2 2S2 2p2

7N = 1S2 2S2 2p3

8O = 1S2 2S2 2p4
نلاحظ انه يمكن لذرة الاوكسجين ان تستوعب الكترونين حيث تشكل اصرتين بينما ذرة النتروجين تستوعب ثلاث الكترونات تشكل ثلاث أواصر اما ذرة الكربون فقد تكون ثنائية او رباعية اذا تحرك احد الكترونات (2S) لان الفرق في الطاقة بين 2S و 2p ليس كبيرا لذلك يمكن لالكترون 2S ان يقفز الى 2p ليكون الاصرة الرباعية للكاربون .

العناصر في الجدول أدناه تقوم بعمل اواصر تساهمية :

قطبية الاصرة
يؤدي اختلاف جذب الذرات المختلفة للإلكترونات المشتركة بين الذرتين في الجزيء المعتدل إلى أن تكون بعض الاواصر القطبية polar وبعضها الآخر غير قطبية nonpolar. ففي حالة الجزيئات التي يتألف كل منها من ذرتين، تكون الاصرة غير قطبية إذا كانت الذرتان متماثلتين، وتكون قطبية إذا كانت الذرتان مختلفتين. ففي جزيء الهدروجين، مثلاً، يكون التشارك بالزوج الإلكتروني متساوياً.
أما في حالة HCl فلا ينطبق مركز الشحنة الموجبة على مركز الشحنة السالبة الذي هو أقرب إلى نواة ذرة الكلور منه إلى نواة ذرة الهدروجين. وهكذا تبدو ذرة الهدروجين بالنتيجة وكأنها مشحونة بشحنة موجبة جزئية تساوي بالقيمة المطلقة الشحنة السالبة الكائنة على ذرة الكلور، علماً بأن الجزيء ككل لا يزال معتدلاً كهربائياً.
الكهرسلبية
وجد أنه من الممكن التعبير عددياً عن ميل ذرة ما لجذب الإلكترونات نحوها في الجزيء المعتدل عندما تكون طرفاً في اصرة مشتركة مع غيرها من ذرات العناصر الأخرى. يدعى العدد الذي يعبر عن هذه الخاصة كهرسلبية electronegativity العنصر. وتقوم أبسط الطرق المقترحة للتعبير عن هذه الخاصة على أساس أن كهرسلبية عنصر تساوي الوسط الحسابي لكمون تشرده وألفته الإلكترونية.

قاعدة بولنگ في تحديد نوع الاصرة
إن العامل الرئيس في تحديد نوع الاصرة الموجودة في جزيء ما هو كهرسلبية الذرات التي يحويها ذلك الجزيء. وقد وجد العالم بولنغ Pauling الذي درس الاصرة الكيمياوية دراسة مستفيضة أنه كلما ازداد الفرق في الكهرسلبية بين العنصرين المترابطين ازدادت الصفة الايونية في المركب الناتج. وبصورة عامة، إذا كان الفرق في الكهرسلبية بين العنصرين يتعدى 1.7 كان المركَّب ايونيا أكثر منه مشتركاً، وإذا كان أصغر من 1.7 غلبت على المركَّب الصفة المشتركة، وإذا قارب الفرق 1.7 كان المركب 50% ايونيا .
وبحسب هذه القاعدة الإجمالية تكون مركبات المعادن الكهروموجبية مع اللافلزات مركبات تغلب عليها الصفة الايونية.
الرابطة المشتركة التناسقية






للمزيد افتح الملف المرفق

المادة المعروضة اعلاه هي مدخل الى المحاضرة المرفوعة بواسطة استاذ(ة) المادة . وقد تبدو لك غير متكاملة . حيث يضع استاذ المادة في بعض الاحيان فقط الجزء الاول من المحاضرة من اجل الاطلاع على ما ستقوم بتحميله لاحقا . في نظام التعليم الالكتروني نوفر هذه الخدمة لكي نبقيك على اطلاع حول محتوى الملف الذي ستقوم بتحميله .