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

اللاعضوية اول ف2-8

الكلية كلية العلوم للبنات     القسم قسم الكيمياء     المرحلة 1
أستاذ المادة محمد حامد سعيد الدهيمي       28/04/2018 15:55:27
الكيمياء اللاعضوية
المرحلة الأولى / الفصل الثاني
المحاضرة الثامنة 2017 / 2018 د. محمد حامد سعيد
المركبات التساهمية : - Covalent Compounds
عند دراستنا للمركبات الايونية قلنا ان القوى التي تربط جسيمات منفردة مشحونة متعاكسة الشحنة هي قوى التجاذب
وكانت جزيئة كلوريد الصوديوم مثالا على هذا النوع من القوى حيث يمكننا ان نفهم هذه القوى بين ايون الصوديوم
الموجب وايون الكلور السالب لكن ليس من الواضح كيفية جذب ذرتي الهيدروجين احدهما للاخرى لتكوين جزيئة
الهيدروجين .
هناك العديد من النظريات التي حاولت تفسير التاصر التساهمي بنيت بعضها على أساس التشارك في الالكترونات . وقد
كان العالم هلمهولتز 1881 م اول من افترض الصفة الكهربائية للاصرة التساهمية بعد ذلك تطورت النظرية المبنية على
أساس التشارك في الالكترونات وقد شارك في تطوير هذا المفهوم عدد من العلماء مثل لويس والذي لاتزال صيغتة
المبنية على قاعدة اشتراك الالكترونات بين الذرات مطبقة حتى الان وقد ساهم تطور مفاهيم ميكانيك الكم في فهمنا
للتاصر التساهمي بشكل افضل.
القواعد الأساسية لتكوين الاواصر التساهمية : -
الشروط الواجب توفرها في الذرات المشتركة في تكوين جزيئة تحتوي على أواصر تساهمي
-1 لكي تتكون الاصرة التساهمية يجب ان يكون تكون الاصرة الايونية غير ممكن وهذا يعني ان طاقة الالكترون
للذرة ) A( يجب ان يكون مساويا او مقارب الى طاقة الالكترون للذرة ) B )
A
A B ?E
B
ايونية ) b( تساهمية ) a )
-2 تتكون الاصرة التساهمية من اشتراك الكترونين بحيث يكون مصدر كل الكترون ذرة معينة وهذا يحتم ازدواج
هذين الالكترونين )برمهما ( لدى تكوينهما الاصرة ويعتبر هذا نتيجة طبيعية لمبداء باولي للاستبعاد .
-3 ان اوربتالات الذرات المرتبطة يجب ان تتداخل ) Overlap ( أي انها تملاء نفس الحيز من الفضاء كشرط
لحدوث التاصر .
-4 ان لمعظم الجزيئات حد اقصى يساوي ثمانية من الالكترونات في الغلاف التكافؤي الخارجي وهو ما يدعى ببناء
لويس الثماني Lewis Octet Structure ويمكن ان تنطبق هذه القاعدة على ذرات العناصر من ) Li وحتى F )
كاكثر العناصر حفاظا على هذه القاعدة وذلك بسبب امتلاكهم اوربتال واحد من نوع S وثلاث اوربتالات من
نوع P في غلاف التكافؤ
-5 اما العناصر التي تحتوي اوربتالات من نوع d فان الغلاف الخارجي ) التكافؤي ( لها يمتد الى ابعد من تركيب
لويس الثماني . وبما ان اوربتال d يظهر اول مرة في الدورة الثالثة ) n=3 ( يعني انه موجود في الدورة الثالثة
وما بعدها وهدة الدورات تحتوي على اللافلزات التي تمتلك اعداد الكترونات عالي في غلاف تكافؤها وكذلك
تحتوي على العناصر الانتقالية فان عدد الالكترونات في الغلاف التكافؤي للافلزات يكون هو العامل المحدد لعدد
الاواصر التساهمية التي يكونها العنصر اما في العناصر الانتقالية ومركباتها المعقدة فيوجد العديد من العوامل
التي تحدد عدد التناسق لهده العناصر وهي عوامل عديدة ومتنوعة .
-6 يجب ان يكون التنافر بين الالكترونات المكونة للاصرة التساهمية ) الالكترونات التاصرية ( وبين الالكترونات
التي لاتشترك في التاصر ) الالكترونات غير التاصرية ( اقل ما يمكن حيث تستطيع هذه الالكترونات ان تتخذ
وضعا معينا بحيث تتجنب التنافر مع بعضها البعض قدر الإمكان
-7 تكون الجزيئة في اقل حالات الطاقة الممكنة بينما تكون الاصرة التي تربط بين مكوناتها في اعلى حالات الطاقة
الممكنة وذلك لكي تستقر الجزيئة وبذلك سوف يكون المركب اكبر عدد من الاواصر لغرض الاستقرار بحيث
يكون توزيع الذرات فيه بشكل يقلل طاقة التنافر بينها الى اقل حد ممكن .
خواص المركبات التساهمية
في المركبات التساهمية ) بعكس المركبات الأيونية ( يمكن لنا أن نتحدث عن جزيئات مستقلة فالمركبات التساهمية تتألف
من جزيئات مستقلة ترتبط ببعضها بروابط مختلفة ) فان درفال ، هيدروجينية ( متفاوتة في قوتها . لذلك توجد المركبات
التساهمية في جميع الحالات الثلاث حسب قوة هذه الروابط فهناك مركبات تساهمية في حالة غازية ) روابط ضعيفة بين
الجزيئات ( ومركبات تساهمية في حالة سائلة وأيض ا يوجد مركبات تساهمية في حالة صلبة ) روابط قوية بين الجزيئات
( ونفس الشيء بالنسبة لدرجات الانصهار والغليان فالمركبات التساهمية تتفاوت في درجات غليانها وانصهارها حسب
نوعية وقوة الروابط بين الجزيئات .
أما بالنسبة للتوصيل الكهربي ففي الحالة النقية تكون المركبات التساهمية غير موصلة للكهرباء في الغالب نظرا لكونها
غير مشحونة أصلا أو لكونها متعادلة كهربيا في حالة وجود شحنات ، ولكن قد يكون للمشحونة منها ما يعرف باسم
العزم الكهربي . وكذلك في مصاهيرها فمصهور المركب التساهمي الصلب ) كمصهور السكر مثلا ( غير موصل للكهرباء ، أما بالنسبة
للمحلول فقد يكون غير موصل كما في حالة محلول السكر أو يكون موصلا كما هو الحال في محلول كلوريد
الهيدروجين ) حامض الهيدروكلوريك ( ويرجع سبب التوصيل من عدمه في المحلول إلى تأين المركب التساهمي )
تحوله إلى أيونات منفصلة بفعل المذيب ( أو عدم تأينه .
فالسكر لا يتأين عند إذابته في الماء وإنما تنفصل جزيئاته عن بعضها فقط بينما يتأين كلوريد الهيدروجين إلى أيون
الهيدروجين وأيون الكلور .
يمكن تلخيص خصائص المركبات التساهمية بالنقاط التالية
1.توجد المركبات التساهمية على على شكل جزيئات مستقلة تترابط بينها بقوى تجاذب ضعيفة ، لذلك تسمى المواد
التي ترتبط بروابط تساهمية بالمواد الجزيئية .
2 . قد توجد المواد الجزيئية في الحالة الصلبة ) مثل السكر ( أو السائلة ) مثل الماء ( أو الغازية ) مثل الهيدروجين (
، ويمكن أن تملك مادة جزيئية واحدة حالات المادة الثلاث إذا رفعنا درجة حرارتها كما يحدث في الثلج الذي يتحول
إلى ماء سائل بالتسخين وإلى بخار إذا استمر التسخين .
3 . محاليل المواد الجزيئية قد توصل للتيار الكهربائي مثل محاليل الحموض ، وقد تكون غير موصلة مثل محلول
السكر في الماء .
تتفكك محاليل الحموض مثل حمض الهيدروكلوريك HCl إلى أيونات موجبة وأخرى سالبة ، فهي بذلك موصلة للتيار
الكهربائي ، أما محلول السكر فهو غير موصل للتيار الكهربائي لأنه يتفكك إلى جزيئات متعادلة عند إذابته في الماء .
4 . درجات انصهارها منخفضة .
Lewis Structure -: تركيب لويس
لقد كان لويس مهتما بالاستقرار الخاص للغازات النبيلة وافترض انه عند تكوين المركب يمكن للذرات الوصول الى
الترتيب فعال للغاز النبيل بالاشتراك بزوج من الالكترونات اذا تهيئ كل ذرة الكترونا واحدا للمزدوج الالكتروني المكون
للاصرة وهكذا يبين لويس ان استقرارية جزيئة الهيدروجين الناتجة من اتحاد ذرتي هيدروجين ناتج عن ميل كل ذرة
الذي He غلاف H-H( منهما لضم الكترون اخر الى غلافها الخارجي وصولا الى ترتيب غلاف خارجي مغلق وهو
يحتوي على الكترونين (وبموجب مقترح لويس فان تركيب ذرة الفلور يحتوي على سبع الكترونات في الغلاف الخارجي
ولهذا فان أي ذرة فلور تحتاج الى الكترون واحد لتكمل ترتيب غلافها الخارجي المغلق . لذا فان جزيئة الفلور تتكون من
ذرتين من الفلور بلغتا الحدود المطلوبة للغلاف المغلق وذلك بعد استكمال كل منهما ثمانية الكترونات في غلافها
الخارجي من خلال اشتراكهما بالكترونين مكونين اصرة واحدة ناتجة عن ازدواجهما
امثلة :-
VIIb VIb Vb IVb IIIb المجموعة
F2 OF2 NF3 CF4 BF الصيغة 3
تركيب لويس
F
x
x
F Bx
F
F
x
x
F Cx
F
x
F
F
x
x
F Nx
F
F
x
x
O F
x x
x x
x x
x x
F
xFx x
امثلة أخرى جزيء الهيدروجين ، جزيء النيتروجين ، جزيء الماء : النشادر ، الميثان ، فلوريد الهيدروجين ، كلوريد
الهيدروجين ، كلوريد البريليوم ، خامس كلوريد الفسفور.
ولما كانت الجزيئات التساهمية الناتجة متعادلة كهربائيا لذا فانها لاتتجمع كما يحدث في المركبات الايونية الافي حالات
خاصة جدا مما يؤدي الى انخفاض درجات غليانها وانصهارها .
2( ثمانية الكترونات يمكنها ان تستكمل P 2S( تكون سعة الاغلفة الثانوية للغلاف الخارجي في عناصر الدورة الثانية
متطلبات الغلاف الثماني المغلق عدا ذرة البورون التي لاتصل في مركباتها التساهمية الى تركيب الغاز النبيل لوجود
ثلاث الكترونات فقط صالحة لتكوين الاواصر التساهمية كما في ثالث فلوريد البورون .يمكن تفسير النقص الالكتروني
في مركبات البورون الى قدرتها على التفاعل مع غلاف يحتوي على زوج من الالكترونات غير مشترك لتكوين نواتج
يصل فيها البورون الى تركيب الالكتروني للغاز النبيل كما في المثال التالي
BF3 + NH3 F3 BN H3
تكوين اصرة تساهمية بها ذرة واحدة بزوج من الالكترونات وهي ذرة النتروجين وقد F3 BN H حيث يتضمن الناتج 3
اطلق لويس اسم الاصرة التناسقية على مثل هذا النوع من الاواصر .
كذلك فان تراكيب لويس يمكن ان تتضمن جزيئات تستخدم اكثر من زوج واحد من الالكترونات في تكوين اصرة بين
المكونه من اربع ذرات هيدروجين مرتبطة بذرتي كاربون مرتبطتين مع بعضهما )C2H ذرتين وتعتبر جزيئة الاثلين ) 4
من احسن الأمثلة على هذا النوع من الجزيئات .
وعند حساب عدد الالكترونات لهذة الجزيئة يتضح ان كل ذرة كاربون محاطة بثمانية الكترونات وهو العدد المطلوب
للاستقرار وتسمى الاصرة المتكونة من اشتراك زوجين من الكترونات تكافؤ الذرتين المرتبطتين بالاصرة الثنائية .
N هناك العديد من المركبات التي تتطلب تراكيب لويس لها أواصر ثنائية او ثلاثية كما في جزيئة النتروجين 2
تقسم ال ا ربطة التساهمية إلى ثلاثة أقسام :
1 . رابطة تساهمية أحادية : وتنشأ عن المشاركة بين الذرتين بزوج من الإلكترونات .
2. رابطة تساهمية ثنائية : وتنشأ عن المشاركة بين الذرتين بزوجين من الإلكترونات .
3 . رابطة تساهمية ثلاثية : وتنشأ عن المشاركة بين الذرتين بثلاث أزواج من الإلكترونات
مثال 1 : جزيء H2
يحتوى المستوى الأخير في ذرة الهيدروجين على إلكترون واحد ، ولكي
يصل الهيدروجين إلى حالة الاستقرار تتشارك ذرتي هيدروجين بزوج
من الإلكترونات بأن تقدم كل ذرة هيدروجين إلكترونا واحدا .
وينشأ عن مشاركة ذرتي الهيدروجين بزوج من الإلكترونات تكون
رابطة تساهمية أحادية .
8O:1s2 2s2 2p4
مثال 2 : جزيء O2
يحتوى المستوى الأخير في ذرة الأكسجين على ست إلكترونات ،
ولكي تصل ذرة الأكسجين إلى حالة الاستقرار تتشارك مع ذرة
أكسجين أخرى بزوجين من الإلكترونات ، وذلك بأن تقدم كل ذرة
أكسجين إلكترونين من إلكترونات المستوى الأخير ، وينشأ عن ذلك
تكون رابطة تساهمية ثنائية
تسمى الإلكترونات المتبقية في المستوى الأخير والتي لم تدخل في
تكوين الرابطة باسم الإلكترونات غير الرابطة ، ويسمى كل إلكترونين
منها في العادة زوجا من الإلكترونات غير رابط .
) رابطة تساهمية ثنائية (
7N:1s2 2s2 2p3
مثال 3 : جزيء N2
يحتوى المستوى الأخير في ذرة النيتروجين على خمس
إلكترونات ، ولكي تصل ذرة النيتروجين إلى حالة
الاستقرار تتشارك مع ذرة هيدروجين أخرى بثلاثة أزواج
من الإلكترونات ، وذلك بأن تقدم كل ذرة نيتروجين ثلاث
إلكترونات من إلكترونات المستوى الأخير ، وينشأ عن
ذلك تكون رابطة تساهمية ثلاثية .
من المشاكل المهمة التي اعترضت تطبيق قواعد لويس كان تركيب جزيئة ) NO ( أوكسيد النتريك اذا لايمكن ان تصل
هذه الجزيئة الى ترتيب الغلاف الخارجي المغلق بسبب وجود عدد فردي من الكترونات التكافؤ ان هذه الجزيئة تمتلك
احد عشر الكترونا تكافؤيا خمسة منها بالأساس مرافقة لذرة النيتروجين والستة الباقية مرافقة لذرة الاوكسجين لذلك فان
افضل تركيب لجزيئة ) NO ( يكون ) ( :N?=¨O: حيث يبقى غلاف ذرة النتروجين في الجزيئة ناقصا .
السالبية الكهربية للعناصر :
كما هو معلوم فإن ذرات العناصر تتفاوت في طاقة تأينها ) مدى فقدانها للالكترونات ( وفي ألفتها الالكترونية ( قابليتها
لاكتساب الالكترونات ) لذا فإننا نتوقع أن الأزواج الالكترونية الرابطة في الجزيئات التساهمية يمكن أن تكون أقرب إلى
إحدى الذرتين المكونتين للرابطة التساهمية من الأخرى .
وتعرف قابلية ذرة العنصر في الجزيء التساهمي للاستئثار بالزوج الالكتروني الرابط بالسالبية الكهربية . ومن البديهي
القول أنه كلما أزدادت قابيلة ذرة العنصر للاستئثار بالزوج الالكتروني الرابط ازدادت سالبيته الكهربية .وعموم ا فإنه
يمكننا القول بأن ذرات العناصر التي تتمتع بطاقة تأين مرتفعة وألفة الكترونية مرتفعة يكون لها كهروسالبية ) سالبية
كهربية ( عالية .
قطبية الجزيئات التساهمية :
يقصد بالقطبية احتواء جزيء المركب التساهمي الواحد على شحنتين مختلفتين بحيث يكون هناك طرف موجب ) جزء
تتركز فيه الشحنة الموجبة ( وطرف سالب ( جزء تتركز فيه الشحنة السالبة ( بمعنى أن يكون في الجزيء قطبين
مختلفين في الشحنة
غير قطبي
قطبي
وفي الحقيقة فإن قطبية الجزيء التساهمي ناتجة من قطبية الروابط التساهمية المكونة له ، فالمركبات التساهمية المحتوية
على روابط قطبية تكون مركبات قطبية والمركبات التي لا يوجد بها روابط قطبية تكون مركبات غير قطبية .
رابطة غير قطبية
رابطة قطبية
اذا متى تكون الاصرة التساهمية قطبية ؟ ومتى تكون غير قطبية ؟
والجواب على هذا السؤال يستلزم العودة إلى مفهوم السالبية الكهربائية فكما ذكرنا سابقا فإن الكهروسالبية عبارة عن
مدى قابلية ذرة العنصر للاستئثار بالزوج الالكتروني الرابط ، فعندما تتكون رابطة تساهمية بين ذرتين متساوتين في
السالبية الكهربية ) متماثلتين أو غير متماثلتين ( فإن الرابطة تكون غير قطبية ، أما عندما تتكون الرابطة التساهمية بين
ذرتين مختلفتين في السالبية الكهربية فإن الرابطة تكون قطبية والسبب في ذلك أن الذرة ذات السالبية الكهربية العالية
سوف تستأثر بالزوج الالكتروني الرابط ) تجذبه نحوها بمقدار أكبر ( مما يجعل الشحنة السالبة تتركز عليها جزئيا )
قطب سالب ( وفي المقابل ستتكون شحنة موجبة جزئية ) قطب موجب ( على الذرة الأقل في السالبية الكهربية .
ومن المهم الإشارة هنا إلى أنه لكي تكون الرابطة التساهمية قطبية فإنه يجب أن يكون الفرق في السالبية الكهربية بين
العنصرين كبيرا نوعا ما ( أكثر من 0.5 ( وكلما زاد هذا الفرق زادت قطبية الرابطة وزادت قطبية المركب . ويمكن
التعرف على مدى قطبية مركب ما عمليا عن طريق قياس ما يعرف باسم ) العزم الكهربائي ) Electric Dipole moment ويعرف العزم القطبي بقابلية جزيئات المادة للانتظام في مجال كهربي ، فالقيم الكبيرة للعزوم القطبية تشير
إلى مواد ذات قطبية عالية . وثمة عامل أخر مؤثر في قطبية الجزيئات وهو الشكل الهندسي الفراغي فالمركبات التي تتخذ
جزيئاتها أشكالا هندسية متماثلة ( Symmetric) تكون غير قطبية حتى ولو كان الفرق في السالبية الكهربية للعناصر
المكونة لها كبيرا ، وذلك لأن محصلة العزوم الكهربية في الجزيء المتماثل تساوي صفر ا .
جزيء رابع كلوريد الكربون بالرغم من أنه يحوي روابط قطبية إلا أنه جزيء غير قطبي .
ان فكرة تكون الاصرة التساهمية من الاشتراك زوج من الالكترونات لازالت تؤخذ كاساس الى معرفة الكثير من
المشاهدات الا اننا نحتاج ان نكون قادرين على فهم كيفية او سبب هذا الاشتراك وقد يكون هذا سببا كافيا لان نتطرق الى
بعض النظريات الحديثة مثل نظرية اصرة التكافؤ ونظرية الاوربتال الجزيئي التي تسلط الضوء على كيقية حدوث هذا
الارتباط

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 .