مصدر الموضوع الاصلي: الــــروابط الكيميائية

	درس الروابط الكيميائية ( الرابطة الأيونية ) . -------------------------------------------------------------------------------- كل شيءِ في الكون يسعى لأن يكون في أقل مستوىً من الطاقة ، هذه هي سنة الكون وإرادة الله سبحانه وتعالى في خلقه ، فكل مافي الكون يسعى إلى السكون والثبات ولكن الله غالب على أمره فلا سكون ولا هدوء إلا أن يشاء الله . هلاسألنا أنفسنا : لماذا يركن الكائن الحي إلى الهدوء والدعة ؟ لماذا تسقط الأجسام من الأعلى إلى الأسفل ؟ ولماذا تتحد العناصر لتكون المركبات ؟ الجواب عوداً على بدء ، إنه رغبة الأجسام وسعيها لأن تكون في أقل مستوى من الطاقة . فطاقة المركب ( في الغالب ) تكون أقل من مجموع طاقات العناصر المكونة له ، لذلك نجد ذرات العناصر تميل لأن ترتبط ببعضها ( عن طريق روابط كيميائية ) لتكوين المركبات وكل عنصر يرتبط بعددٍ من الروابط مساوٍ لتكافؤه . إخواني وأخواتي السلام عليكم ورحمة الله وبركاته وأهلاً وسهلاً بكم في درس وموضوع جديد بعنوان ( الروابط الكيميائية . في هذا الدرس سنعرض بإذن الله وتوفيقه إلى عددٍ من الروابط الكيميائية المشهورة ولعل من أهمها الروابط التالية :  الرابطة الأيونية .  الرابطة التساهمية .  الرابطة التساهمية التناسقية .  روابط ( قوى ) فان درفال .  الرابطة الهيدروجينية .  الرابطة الفلزية . موضوع الدرس : الرابطة الأيونية . الأهداف التعليمية : يتوقع من الطالب في نهاية الدرس أن : 1- يوضح كيف ترتبط ذرات العناصر في المركبات . 2- يشرح سبب اتحاد ذرات العناصر لتكوين المركبات . 3- يعدد ستاً من الروابط الكيميائية . 4- يعرّف الرابطة الأيونية . 5- يمثّل للرابطة الأيونية . 6- يذكر بين أي العناصر تتكون الرابطة الأيونية . 7- يعرّف طاقة الرابطة الأيونية . 8- يوضّح أثر كلٍ من كمية الشحنة ونصف القطر الأيوني على كمية طاقة الرابطة الأيونية . 9- يعرّف طاقة الترتيب البلوري . 10- يشرح أثر كلٍ من كمية الشحنة ( على الأيون الموجب والسالب ) ونصف القطر الأيوني على قيمة طاقة الترتيب البلوري . 11- يوضّح العلاقة بين قيمة طاقة الترتيب البوري للمركب الأيوني ومدى ثباته واستقراراه . 12- يوضّح العلاقة بين قيمة طاقة الترتيب البلوري للمركب الأيوني ودرجة إنصهاره وغليانه . 13- يعلل سبب ارتفاع كثافة ودرجة غليان وانصهار المركبات الأيونية . 14- يعلل سبب عدم قابلية المركبات الأيونية للتوصيل الكهربي في حالتها الصلبة . 15- يشرح سبب قابلية المركبات الأيونية للتوصيل الكهربي في المصهور والمحلول المائي . الرابطة الأيونية : عبارة عن تجاذب كهربي بين أيونين أيون موجب تكون نتيجة فقدان ذرة العنصر لإلكترون أو أكثر وأيون سالب تكون نتيجة اكتساب ذرة العنصر لإلكترون أو أكثر . ( ومن الضروري هنا أن نركز على طبيعة الرابطة الأيونية وهي التجاذب الكهربي حتى يمكننا التمييز بدقة بين الروابط الكيميائية والتفريق بينها ) وتحدث الرابطة الأيونية عادةً بين الفلزات (ذات طاقة التأين المنخفضة والتي تميل لفقدان الإلكترونات ) واللافلزات (ذات الألفة الالكترونية المرتفعة والتي تميل لاكتساب الالكترونات ) . مثال:- يرتبط أيون الصوديوم + Na بأيون الكلور - Cl في مركب كلوريد الصوديوم برابطة أيونية . Na -------> Na+ + 1e Cl + 1e ---------> Cl- v ___________________ Na + Cl --------> Na+ + Cl- v فعنصر الصوديوم يفقد الكترون واحد من مستوى تكافؤه ليصبح أيون موجب أحادي ذو توزيع الالكتروني مشابه للتوزيع الالكتروني للغاز الخامل الذي قبله وهو النيون . Na / 1S2 2S2 2P6 3S1 Na+ / 1S2 2S2 2P6 وعنصر الكلور يكتسب الكترون واحد في مستوى تكافؤه ليصبح أيون سالب ذو تركيب الكتروني مشابه لتركيب الغاز الخامل الذي بعده وهو الارجون . Cl / 1S2 2S2 2P6 3S2 3P5 Cl- / 1S2 2S2 2P6 3S2 3P6 درس الروابط الكيميائية ( الرابطة الأيونية ) . -------------------------------------------------------------------------------- كل شيءِ في الكون يسعى لأن يكون في أقل مستوىً من الطاقة ، هذه هي سنة الكون وإرادة الله سبحانه وتعالى في خلقه ، فكل مافي الكون يسعى إلى السكون والثبات ولكن الله غالب على أمره فلا سكون ولا هدوء إلا أن يشاء الله . هلاسألنا أنفسنا : لماذا يركن الكائن الحي إلى الهدوء والدعة ؟ لماذا تسقط الأجسام من الأعلى إلى الأسفل ؟ ولماذا تتحد العناصر لتكون المركبات ؟ الجواب عوداً على بدء ، إنه رغبة الأجسام وسعيها لأن تكون في أقل مستوى من الطاقة . فطاقة المركب ( في الغالب ) تكون أقل من مجموع طاقات العناصر المكونة له ، لذلك نجد ذرات العناصر تميل لأن ترتبط ببعضها ( عن طريق روابط كيميائية ) لتكوين المركبات وكل عنصر يرتبط بعددٍ من الروابط مساوٍ لتكافؤه . إخواني وأخواتي السلام عليكم ورحمة الله وبركاته وأهلاً وسهلاً بكم في درس وموضوع جديد بعنوان ( الروابط الكيميائية . في هذا الدرس سنعرض بإذن الله وتوفيقه إلى عددٍ من الروابط الكيميائية المشهورة ولعل من أهمها الروابط التالية :  الرابطة الأيونية .  الرابطة التساهمية .  الرابطة التساهمية التناسقية .  روابط ( قوى ) فان درفال .  الرابطة الهيدروجينية .  الرابطة الفلزية . موضوع الدرس : الرابطة الأيونية . الأهداف التعليمية : يتوقع من الطالب في نهاية الدرس أن : 1- يوضح كيف ترتبط ذرات العناصر في المركبات . 2- يشرح سبب اتحاد ذرات العناصر لتكوين المركبات . 3- يعدد ستاً من الروابط الكيميائية . 4- يعرّف الرابطة الأيونية . 5- يمثّل للرابطة الأيونية . 6- يذكر بين أي العناصر تتكون الرابطة الأيونية . 7- يعرّف طاقة الرابطة الأيونية . 8- يوضّح أثر كلٍ من كمية الشحنة ونصف القطر الأيوني على كمية طاقة الرابطة الأيونية . 9- يعرّف طاقة الترتيب البلوري . 10- يشرح أثر كلٍ من كمية الشحنة ( على الأيون الموجب والسالب ) ونصف القطر الأيوني على قيمة طاقة الترتيب البلوري . 11- يوضّح العلاقة بين قيمة طاقة الترتيب البوري للمركب الأيوني ومدى ثباته واستقراراه . 12- يوضّح العلاقة بين قيمة طاقة الترتيب البلوري للمركب الأيوني ودرجة إنصهاره وغليانه . 13- يعلل سبب ارتفاع كثافة ودرجة غليان وانصهار المركبات الأيونية . 14- يعلل سبب عدم قابلية المركبات الأيونية للتوصيل الكهربي في حالتها الصلبة . 15- يشرح سبب قابلية المركبات الأيونية للتوصيل الكهربي في المصهور والمحلول المائي . الرابطة الأيونية : عبارة عن تجاذب كهربي بين أيونين أيون موجب تكون نتيجة فقدان ذرة العنصر لإلكترون أو أكثر وأيون سالب تكون نتيجة اكتساب ذرة العنصر لإلكترون أو أكثر . ( ومن الضروري هنا أن نركز على طبيعة الرابطة الأيونية وهي التجاذب الكهربي حتى يمكننا التمييز بدقة بين الروابط الكيميائية والتفريق بينها ) وتحدث الرابطة الأيونية عادةً بين الفلزات (ذات طاقة التأين المنخفضة والتي تميل لفقدان الإلكترونات ) واللافلزات (ذات الألفة الالكترونية المرتفعة والتي تميل لاكتساب الالكترونات ) . مثال:- يرتبط أيون الصوديوم + Na بأيون الكلور - Cl في مركب كلوريد الصوديوم برابطة أيونية . Na -------> Na+ + 1e Cl + 1e ---------> Cl- v ___________________ Na + Cl --------> Na+ + Cl- v فعنصر الصوديوم يفقد الكترون واحد من مستوى تكافؤه ليصبح أيون موجب أحادي ذو توزيع الالكتروني مشابه للتوزيع الالكتروني للغاز الخامل الذي قبله وهو النيون . Na / 1S2 2S2 2P6 3S1 Na+ / 1S2 2S2 2P6 وعنصر الكلور يكتسب الكترون واحد في مستوى تكافؤه ليصبح أيون سالب ذو تركيب الكتروني مشابه لتركيب الغاز الخامل الذي بعده وهو الارجون . Cl / 1S2 2S2 2P6 3S2 3P5 Cl- / 1S2 2S2 2P6 3S2 3P6 والحقيقة أن هذا الكلام غير دقيق فلا يوجد جزيئات مستقلة في المركبات الأيونية بل توجد على شكل تجمع أيوني يعرف بالأشكال بلورية بحيث يكون كل أيون ذو شحنة معينة محاطاً بعدد من الأيونات ذو الشحنة المخالفة . وللرابطة الأيونية طاقة تعرف باسم ( طاقة الرابطة الأيونية ) وهي طاقة وضع ناتجة ( سالبة ) تعتمد قيمتها على كمية الشحنة المتوفرة بالأيونين وعلى نصف قطر ( الحجم الذري ) كلِ منهما . طاقة الرابطة الأيونية = - ي2 / ر حيث ي : كمية الشحنة . ر : مجموع نصفي قطر الأيونين . ويتضح من العلاقة السابقة أنه كلما زادت كمية الشحنة كلما نقصت طاقة الرابطة الأيونية ( زيادة قيمة البسط تزيد من قيمة الكسر وبأن الكسر سالب الشحنة فإن الناتج يقل ) ويصبح المركب الأيوني أكثر استقراراً . أما بالنسبة لنصف القطر فيلاحظ من العلاقة أنه كلما كبر نصف القطر الذري لأحد الأيونين أو كليهما زادت طاقة الرابطة الأيونية ( زيادة قيمة المقام تقلل من قيمة الكسر وبما أن الكسر سالب فالقيمة تزداد ) ويصبح المركب أقل استقراراً . وللتغلب على طاقة الرابطة الأيونية وكسرها ( فصل الأيونين المكونين للرابطة ) فإننا نحتاج إلى طاقة ( موجبة ) تعرف هذه الطاقة باسم طاقة الترتيب البلوري . وتعرف طاقة الترتيب البلوري بأنها الطاقة التي نحتاجها لنحول مركباً بلورياً ( أيونياً ) في الحالة الصلبة إلى أيونات منفصلة في الحالة الغازية ) . إذاً فطاقة الترتيب البلوري طاقة مساوية لطاقة الرابطة الأيونية ( كحد أدنى ) مع اختلاف الإشارة . طاقة الترتيب البلوري = ي2 / ر وعلى هذا فإن ارتفاع قيمة طاقة الترتيب البلوري لمركب ما يعني أن هذا المركب أكثر استقراراً وتزداد طاقة الترتيب البلوري بزيادة قيمة كمية الشحنة أو نقصان نصف القطر الذري ( لأحد الأيونين أو كليهما ) كما يتضح من العلاقة السابقة . مثال1 : أيهما أعلى طاقة ترتيب بلوري NaCl أم CaCl2 ولماذا ؟ مثال2 : رتب المركبات التالية تصاعدياً حسب طاقة ترتيبها البلوري : LiCl ، LiBr ، LiI مبدياً تبريراً للترتيب المقترح . خصائص المركبات الأيونية كما ذكرنا في السابق بأن المركبات الأيونية توجد على شكل تجمعات أيونية في أشكال معينة يطلق عليها ( الأشكال البلورية ) ونجد في هذه الأشكال ترتيب بلوري منظم للأيونات بحيث أن كل أيون ذو شحنة معينة يكون منجذباً إلى مجموعة من الأيونات ذو الشحنة المخالفة ، بمعنى أن الأيون الواحد يكون مرتبطاً بعدة روابط أيونية في نفس الوقت . وهذا ما يفسر وجود المركبات الأيونية عادةً في الحالة الصلبة ( كثافة عالية ) كما يفسر هذا الوضع أيضاً درجات الانصهار والغليان المرتفعة لهذه المركبات . ومن أهم صفات المركبات الأيونية عدم قدرتها على التوصيل الكهربي في الحالة الصلبة نظراً لارتباط الأيونات وعدم قدرتها على الحركة بينما تصبح موصلة للكهرباء عند صهرها أو إذابتها في الماء ( الأيونات حرة الحركة في المصهور وفي المحلول المائي ) .

مصدر الموضوع الاصلي: الــــروابط الكيميائية

إخواني وأخواتي السلام عليكم ورحمة الله وبركاته وأهلاً وسهلاً بكم مع :





درس الرابطة التساهمية








الأهداف التعليمية

يتوقع من الطالب في نهاية الدرس أن :

1- يعرّف الرابطة التساهمية .

2- يمثّل للرابطة التساهمية .

3- يذكر بعض العناصرالتي يمكن لها الارتباط بروابط تساهمية .

4- يشرح سبب وجود المركبات التساهمية في كل الحالات الثلاث للمادة .

5- يوضح سبب عدم توصيل المركبات التساهمية للتيار الكهربي في حالتها النقية وفي مصاهير الصلبة منها .

6- يحدّد متى يكون المحلول المائي للمركب التساهمي موصلاً للكهرباء .

7- يتعرّف تركيب لويس للجزيئات التساهمية .

8- يوضح تركيب لويس لجزيء تساهمي معطى .

9- يميّز بين الزوج الالكتروني الرابط والزوج غير الرابط .

10- يعرّف القاعدة الثمانية .

11- يمثّل لجزيئات تساهمية تشد في تركيبها عن القاعدة الثمانية .

12- يوضح سبب اتخاذ الجزيئات التساهمية لأشكال هندسية في الفراغ .

13- يذكر العامل الذي يحدّد الشكل الهندسي للجزيء التساهمي .

14- يذكر سبب اختلاف الزوايا بين الروابط في الشكل الهندسي الواحد .

15- يعرّف السالبية الكهربية للعناصر .

16- يوضّح طبيعة العلاقة بين جهد التأين والألفة الالكترونية للعناصر من جهة وبين سالبيتها الكهربية .

17- يكتب قيم السالبية الكهربية للعناصر التالية : الفلور ، الأكسجين ، الكلور ، النيتروجين ، الكربون ، الهيدروجين .

18- يشرح مفهوم القطبية في الجزيئات التساهمية .

19- يحدّد متى تكون الرابطة التساهمية قطبية ومتى تكون غير قطبية .

20- يميّز بين المركبات القطبية وغير القطبية .

21- يعرّف العزم الكهربائي .





22- يعلّل سبب عدم قطبية بعض المركبات التساهمية بالرغم من اختلاف عناصرها في السالبية الكهربية ( احتوائها على روابط قطبية ) .

الرابطة التساهمية : عبارة عن زوج من الالكترونات يربط بين ذرتين تكون نتيجة مساهمة كلِ من الذرتين بالكترون واحد من مستوى التكافؤ .










ويمكن أن يكون بين ذرتين رابطة تساهمية واحدة أو اثنتان أو ثلاث روابط .


















وتتكون الرابطة التساهمية عادةً بين ذرات العناصر اللا
فلزية ( متشابهه أو غير متشابهة ) كما أن العناصر العليا


في المجموعة
الرابعة ( وأهمها عنصرالكربون ) تميل دائماً إلى تكوين روابط تساهمية ، وقد
ترتبط بعض الفلزات


( كالبريليوم ) بروابط تساهمية مع عناصر أخرى .





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 وأيضاً 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 نظراً

لكونها غير مشحونة أصلاً أو لكونها
متعادلة كهربياً في حالة وجود شحنات ، ولكن قد يكون للمشحونة منها ما

يعرف
باسم العزم الكهربي وسيأتي .


وكذلك في مصاهيرها فمصهور المركب التساهمي الصلب ( كمصهور السكر مثلاً )
غير موصل للكهرباء ، أما

بالنسبة للمحلول فقد يكون غير موصل كما في حالة
محلول السكر أو يكون موصلاً كما هو الحال في محلول كلوريد

الهيدروجين ( حمض
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 .

مصدر الموضوع الاصلي: الــــروابط الكيميائية

تراكيب لويس [/COLOR]

يمكن تمثيل جزيئات المركبات التساهمية وتوضيح
كيفية تكون الروابط فيها عن طريق ما يعرف باسم تركيب لويس ، وفيما يلي
سنتعرف على تركيب لويس لبعض الذرات وبعض الجزيئات التساهمية :






























يلاحظ من خلال هذه التراكيب أن هناك أزواج الكترونية رابطة ( روابط تساهمية ) وأزواج الكترونية غير رابطة ( أزواج الكترونية حرة ) .

تطبيق : وضح تركيب لويس لكلٍ من الجزيئات التساهمية التالية :
جزيء الهيدروجين ، جزيء النيتروجين ، جزيء الماء : النشادر , الميثان ،
فلوريد الهيدروجين ، كلوريد الهيدروجين ، فلوريد البورون ، ، كلوريد
البريليوم ، خامس كلوريد الفسفور .





القاعدة الثمانية

يلاحظ في تراكيب لويس أن الذرات ( المركزية والطرفية )
في الجزيء التساهمي تحاط بثمانية الكترونات ( بالنسبة للهيدروجين
الكترونين ) لتصل بذلك إلى التركيب الالكتروني الثابت والمستقر لتماثل
التركيب الالكتروني لأقرب غاز خامل ، تعرف هذه الظاهرة باسم القاعدة
الثمانية ، وبالرغم من أن هذه الظاهرة تنطبق على معظم الجزيئات التساهمية
إلا أن هناك شذوذاً عن هذه القاعدة إما بأكثر من ثمانية الكترونات كما هو
الحال في خامس كلوريد الفسفور ( يوجد عشرة الكترونات حول ذرة الفسفور
المركزية ) أو أقل من ثمانية كما هو الحال في فلوريد البورون ( ستة
الكترونات حول ذرة البورون المركزية ) .







جزيء ثالث فلوريد الفسفور يتبع القاعدة الثمانية







جزيء خامس فلوريد الفسفور يشذ عن القاعدة الثمانية

مصدر الموضوع الاصلي: الــــروابط الكيميائية

الأشكال الهندسية للجزيئات التساهمية [/ALIGN][/COLOR]




كما هو معروف فإن الجزيئات التساهمية عبارة عن
جزيئات مستقلة تتألف من ذرة مركزية وذرة أو أكثر طرفية ويوجد حول الذرة
المركزية عدد من الأزواج الالكترونية الرابطة أو ( الرابطة وغير الرابطة ) .
ونظراً لأن هذه الأزواج الالكترونية تتألف من الكترونات سالبة متشابهة في
الشحنة فالمتوقع أن يكون هناك تنافر بينها ، هذا التنافر بين الأزواج
الالكترونية الموجودة حول الذرة المركزية في الجزيء التساهمي يجبرالجزيء
التساهمي على اتخاذ شكل هندسي في الفراغ يحدده عدد هذه الأزواج الالكترونية
. ويتحدد مقدار الزوايا بين هذه الروابط على نوعية الشكل الهندسي الفراغي
الذي يتخذه الجزيء وعلى عدد الأزواج الالكترونية الحرة الموجودة بالجزيء.





ومن أهم هذه الأشكال الهندسية للجزيئات التساهمية ما يلي :


* الشكل الخطي ومثاله كلوريد البريليوم BeCl2











* المثلث متساوي الأضلاع ومثاله فلوريد البورون BF3





[








الهرم الرباعي السطوح ومثاله مايلي :

1- الميثان CH4










ومثله أيون الأمونيوم +NH4







2- النشادر NH3











ومثله أيون الهيدرونيوم +H3O







3- الماء H2O











يلاحظ في شكل الهرم الرباعي السطوح أن وجود أزواج
الكترونية حرة في الجزيء يؤدي إلى صغر الزوايا بين الروابط وذلك لأن
التنافر بين زوج رابط وزوج حر أكبر من التنافر بين زوج رابط وزوج رابط .

فيلاحظ أن الزاوية في النشادر صغرت عن الميثان وأصبحت تساوي 107 درجة والسبب وجود زوج الكتروني حر على ذرة النيتروجين المركزية .

كما أن وجود زوجين غير رابطين ( حرين ) يؤدي إلى المزيد من التنافر وصغر
الرابطة فالزاوية في الماء 104.5 درجة وهي أصغر من مثيلتها في كل من
الميثان والنشادر والسبب وجود زوجين حرين على ذرة الأكسجين في الماء






لنتابع موضوع الأشكال الهندسية للجزيئات التساهمية :

مما سبق يتضح لنا أن الشكل الهندسي للجزيء التساهمي يعتمد على عدد الأزواج الالكترونية الموجودة حول الذرة المركزية في الجزيء .

فعندما يكون هناك زوجين الكترونين حول الذرة المركزية فإن الشكل الهندسي
للجزيء يكون مستقيماً ( Linear )كما هو الحال في كلوريد البريليوم ( وكذلك
في حالة وجود زوج الكتروني واحد ) .

وثلاثة أزواج الكترونية ------------> مثلث مسطح ( Trigonal Planar )

أربعة أزواج الكترونية ------------> هرم رباعي السطوح ( Tetrahedral )

خمسة أزواج الكترونية ------------> مثلث مزدوج ( Trigonal Bipyramid )

ستة أزواج الكترونية ------------> هرم ثماني السطوح ( Octahedral )






مثلث مزدوج









هرم ثماني السطوح



وتختلف الزوايا في الشكل الهندسي الواحد تبعاً لعدد
الأزواج الالكترونية الحرة ، فنجد في الميثان مثلاً الشكل الهندسي عبارة عن
هرم رباعي السطوح منتظم والزاوية فيه 109.5 درجة ، بينما في النشادر يكون
هرم رباعي السطوح غير منتظم ومقدار الزاوية 107 درجة وفي الماء هرم رباعي
السطوح غير منتظم والزاوية 104.5 درجة والسبب في ذلك يعود لاحتواء جزيء
النشادر على زوج الكتروني حر وفي الماء زوجين الكترونين حرين وكما ذكرنا في
السابق فإن التنافر بين زوج رابط وزوج حر يكون أكبر من زوج رابط وزوج رابط
والتنافر بين زوج حر وأخر حر أكبر من التنافر بين زوج رابط وزوج حر .


لم ينتهي الدرس ( يتبع ) السالبية الكهربية والقطبية

مصدر الموضوع الاصلي: الــــروابط الكيميائية

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
. [/ALIGN]




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 .وعموماً فإنه يمكننا القول بأن ذرات
العناصر التي تتمتع بطاقة تأين مرتفعة وألفة الكترونية مرتفعة يكون لها
كهروسالبية ( سالبية كهربية ) عالية .


والجدول التالي يوضح قيم السالبية الكهربية لكثير من العناصر .








قيم السالبية الكهربية لبعض العناصر

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


والسؤال الذي يطرح نفسه هنا ، متى تكون الرابطة التساهمية قطبية ؟ ومتى تكون غير قطبية ؟

والجواب على هذا السؤال يستلزم العودة إلى مفهوم
السالبية الكهربائية فكما ذكرنا سابقاً 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 جزئياً ( 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
كبيراً نوعاً ما ( أكثر من 0.5 ) وكلما زاد هذا الفرق زادت قطبية الرابطة
وزادت قطبية المركب .


ويمكن التعرف على مدى قطبية مركب ما عملياً 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 أشكالاً هندسية متماثلة (
Symmetric) تكون غير قطبية حتى ولو كان الفرق في السالبية الكهربية للعناصر
المكونة لها كبيراً ، وذلك لأن محصلة العزوم الكهربية في الجزيء المتماثل
تساوي صفراً .




جزيء رابع كلوريد الكربون بالرغم من أنه يحوي روابط قطبية إلا أنه جزيء غير قطبي .

مصدر الموضوع الاصلي: الــــروابط الكيميائية

الموضوع [/COLOR]: درس الروابط الكيميائية ( التناسقية ، الهيدروجينية ، الفلزية وقوى فان درفال ) .

الأهداف التعليمية

يتوقع من الطالب في نهاية الدرس أن :
1- يعرّف الرابطة التساهمية التناسقية .
2- يميّز بين الرابطة التساهمية العادية والرابطة التساهمية التناسقية
3- يمثّل للرابطة التساهمية التناسقية .
4- يوضّح مفهوم الرابطة الهيدروجينية .
5- يمثّل للرابطة الهيدروجينية .
6- يوضح أثر الرابطة الهيدروجينية على درجات غليان وانصهار المواد .
7- يعلّل ارتفاع درجة غليان الماء مقارنةً بمركبات عناصر المجموعة السادسة مع الهيدروجين .
8- يشرح مفهوم الرابطة الفلزية .
9- يفسّر سبب توصيل الفلزات الجيد للحرارة والكهرباء .
10- يذكر ماهية روابط ( قوى ) فان درفال .
11- يمثّل لروابط فان درفال .

الرابطة التناسقية CO-ORDINATE (DATIVE COVALENT) BONDING

عبارة عن رابطة تساهمية تساهم فيها إحدى الذرتين بالزوج الالكتروني الرابط بينما يقتصر دور الذرة الأخرى على المساهمة بمجال فارغ .

مثال1 : في تفاعل النشادر مع كلوريد الهيدروجين
لانتاج ملح كلوريد الأمونيوم تتكون رابطة تناسقية بين ذرة النيتروجين في
النشادر وذرة الهيدروجين في كلوريد الهيدروجين .








فالرابطة التناسقية تتكون بين ( ذرة مانحة ) تتكون
عليها شحنة موجبة و ( ذرة مستقبلة ) تتكون عليها شحنة سالبة ويشار إلى
الرابطة التناسقية عادةً بسهم يتجه من الذرة المانحة إلى الذرة المستقبلة .





وحقيقة ما حدث في التفاعل السابق هو ارتباط جزيء النشادر بالبروتون ليتكون أيون الأمونيوم .




مثال2 : عند إذابة غاز كلوريد الهيدروجين في الماء
لتكوين حمض الكلور تتكون رابطة تناسقية بين ذرة الأكسجين في الماء وذرة
الهيدروجين في كلوريد الهيدروجين .








وهنا تكون ذرة الأكسجين هي الذرة المانحة وذرة الهيدروجين الذرة المستقبلة .

مثال 3 : في تفاعل النشادر مع ثالث فلوريد البورون تتكون رابطة تناسقية بين ذرة النيتروجين ( المانحة ) وذرة البورون ( المستقبلة ).











وتسمى المركبات الحاوية للراوبط التناسقية بالمركبات
التناسقية ، والجدير بالذكر أن معظم العناصر الانتقالية ترتبط بروابط
تناسقية وتكوّن هذا النوع من المركبات .




يتبع بقية الروابط

مصدر الموضوع الاصلي: الــــروابط الكيميائية

الرابطة الهيدروجينية [/COLOR]

عبارة عن تجاذب كهربي ضعيف بين جزيئات المركب التساهمي القطبي المحتوي على ذرة هيدروجين .


مثال : الرابطة الهيدروجينية في الماء
*-*-*-*-*--*-*--*-*-*-*-*--



فلاش يوضح الرابطة الهيدروجينية في الماء السائل


فلاش يوضح الرابطة الهيدروجينية في الثلج


وكما يتضح من المثال فإن الرابطة الهيدروجينية تربط
الجزء السالب ( ذرة ذات سالبية كهربية عالية ) في جزيء المادة بالطرف
الموجب ( ذرة هيدروجين ) في جزيء أخر .


أثر الرابطة الهيدروجينية على خواص المادة

---

تؤثر الروابط الهيدروجينية على الخواص الطبيعية
للمادة ، فدرجات غليان وانصهار المواد المحتوية على روابط هيدروجينية أعلى
من درجات غليان وانصهار مثيلاتها من المواد ويبرز هذا الأثر بشكلٍ واضح في
خواص الماء ،فللماء صفات خاصة ترجع إلى الروابط الهيدروجينية المميزة التي
تربط بين جزيئاته ، فدرجة غليان الماء (
100 درجة م ) مرتفعة جداً إذا ما قورنت بدرجات غليان مركبات عناصر المجموعة
السادسة مع الهيدروجين بالرغم من أن الوزن الجزيء للماء أقل من الوزن
الجزيء لهذه المركبات .







كما أن للروابط الهيدروجينية التي تربط بين جزيئات الماء تأثير مباشر في القيمة العليا للكثافة
التي يتخذها الماء والتي تساوي 1 جم / سم مكعب عند 4 درجة مئوي بينما تكون
كثافة الماء أقل من ( 1جم/سم مكعب ) عند أعلى وأقل من ( 4 درجة م ) وهذا
ما يجعل الجليد يطفوا على سطح التجمعات المائية عند تجمد الماء .


وأيضاً ترجع خاصية التوتر السطحي المميزة في الماء إلى ارتباط جزيئات الماء بروابط هيدروجينية .


وفيما يلي مقارنة بين الماء والميثان من حيث درجة الغليان ودرجة الانصهار :




Relative molecular mass
Melting point /°C
Boiling point /°C

CH4
16 Relative molecular mass
-182 Melting point /°C
-164 Boiling point /°C


H2O
18 Relative molecular mass
0 Melting point /°C
100 Boiling point /°C




يلاحظ الفرق الكبير في درجة الغليان والانصهار بين
المركبين فالماء درجة غليانه وانصهاره أعلى بكثير من درجة غليان وانصهار
الميثان بالرغم من تقارب الوزن الجزيئي لهما . وبالطبع فإن السبب يرجع إلى
قوة الروابط الهيدروجينية الموجودة في الماء .

مصدر الموضوع الاصلي: الــــروابط الكيميائية

الرابطة الفلزية ( METALLIC BONDING )



جميع الفلزات ( ماعدا الزئبق ) تتواجد عناصرها في الحالة الصلبة

ولعل سبب ذلك هو تلك الروابط القوية التي تربط بين ذرات الفلز ( المعدن )

فيمكن النظر إلى الفلز في الحالة الصلبة كبحرٍ من الشحنات الموجبة ( الأنوية )

تتحرك بينها الالكترونات بحرية وتنتقل من ذرة إلى أخرى .


















وترجع الكثير من خصائص الفلزات الطبيعية إلى طبيعة
هذه الرابطة فالتوصيل الكهربي والتوصيل الحراري للفلزات سببه هو حركة
الالكترونات الحرة بين الذرات .












روابط ( قوى ) فان درفال


ترتبط جزيئات المركبات التساهمية غير القطبية بعضها ببعض

بروابط فيزيائية ضعيفة جداً ناتجة من تجاذب أنوية الذرات في جزيء معين مع الكترونات التكافؤ في جزيء مجاور ،

يطلق على هذه القوى روابط فان درفال .


ومثال ذلك ترتبط جزيئات الهالوجينات في حالتها العنصرية

بروابط فان درفال ونجد أنه بنزولنا إلى أسفل في المجموعة ( من الفلور إلى اليود )

تزداد قوة روابط فان درفال بسبب ازدياد العدد الذري

( عدد البروتونات في الأنوية وعدد الالكترونات في مستويات الطاقة الالكترونية )

لذلك نجد أنه كلما نزلنا إلى أسفل في المجموعة تزداد كثافة الهالوجين كما تزداد درجة غليانه وانصهاره .

( الحقيقة هناك عامل أخر يسبب هذه الزيادة وهو ازدياد الوزن الجزيئي بنزولنا إلى أسفل في مجموعة الهالوجينات )

فبينما نجد الفلور غاز خفيف نجد الكلور غاز أثقل منه والبروم سائل واليود مادة صلبة .

مصدر الموضوع الاصلي: الــــروابط الكيميائية

عندما تدور الالكترونات عشوائيا حول النواه فانها تتركز احيانا في منطقة معينة وبالتالي تكون للذرة شحنة سالبة مؤقته في تلك المنطقة ... وفي الجهة المعاكسه تكون الشحنة موجبة . من هنا تحدث عملية تجاذب بين الطرف الموجب المؤقت في المركب الاول والطرف السالب المؤقت في المركب والثاني والعكس صحيح. وقوة الترابط هذه تسمى قوى فان ديرفال و موقع رابطة فان ديرفال غير ثابت فهو متذبذب حسب حركة الالكترونات لهذا تكون هذه الرابطة ضعيفة جدا .

عندما تدور الالكترونات عشوائيا حول النواه فانها تتركز احيانا في منطقة معينة وبالتالي تكون للذرة شحنة سالبة مؤقته في تلك المنطقة ... وفي الجهة المعاكسه تكون الشحنة موجبة . من هنا تحدث عملية تجاذب بين الطرف الموجب المؤقت في المركب الاول والطرف السالب المؤقت في المركب والثاني والعكس صحيح. وقوة الترابط هذه تسمى قوى فان ديرفال و موقع رابطة فان ديرفال غير ثابت فهو متذبذب حسب حركة الالكترونات لهذا تكون هذه الرابطة ضعيفة جدا .

مصدر الموضوع الاصلي: الــــروابط الكيميائية

:extra144:




الـــــــــــــــــــروابط الكيميائية



يسعى كل شئ في الكون إلى أن يكون في حالة استقرار وثبات وذلك عندما يكون في أدنى مستوى من الطاقة وماتعرف

بطاقة الوضع

فكيف تصل هذه العناصر إلى هذا الاستقرار والثبات

لتصل العناصر إلى طاقة الوضع لابد أن تشبه في تركيبها الالكتروني التركيب الالكتروني لعناصر المجموعة الثامنة ( الغازات النبيلة ) فمجالها الخارجي ممتلئ بالعدد الأقصى من الالكترونات 8)

ويتم هذا عن طريق فقدها أو اكتسابها لإلكترون أو أكثر من مجال التكافؤ أو
مشاركتها بإلكترون او أكثر من الكترونات مجال التكافؤ مع ذره أو ذرات
أخرى....

ويتم الاتحاد بين العناصر داخل المركبات والجزيئات بواسطة ( الروابط الكيميائية )


فالنتعرف على أهم الروابط الكيميائية والفيزيائية
[bor=33FF99]

الروابط نوعان

[size=21]


1-كيميائيه

أيونية

تساهمية قطبية

تساهمية غير قطبية

تساهمية تناسقيه

فلزية

...................

2-الفيزيائية


هيدروجينية

فاندرفال


[/bor]

أولا

الروابط الكيميائية :


القوى التي تربط ذرات العناصر مع بعضها البعض في الجزيئات أو المركبات
ومنها

الرابطة الأيونية

وهي قوى التجاذب بين ايونين احدهما موجب والآخر سالب نتيجة لفقد إحدى
الذرتين إلكترونا أو أكثر من مجال تكافؤها واكتساب الذرة الأخرى إلكترون أو
أكثر في مجال تكافؤها

وتختلف نسبة الأيونات المفقودة والمكتسبة

فمثلا تحتاج ذرة الأكسجين لأيونين من البوتاسيوم لأن المدار الأخير يحتاج لإلكترونين ليصل لحالة الاستقرار أي ثمانية إلكترونات.

وتحدث الرابطة الأيونية عادةً بين

الفلزات (ذات طاقة التأين المنخفضة والتي تميل لفقدان الإلكترونات )

واللافلزات (ذات الألفة الالكترونية المرتفعة والتي تميل لاكتساب الالكترونات ) .
مثال:-

يرتبط أيون الصوديوم + Na بأيون الكلور - Cl في مركب كلوريد الصوديوم برابطة أيونية .


-Na +[ Cl] -------------------> Na + + C l


فعنصر الصوديوم

يفقد إلكترون واحد من مستوى تكافؤه ليصبح أيون موجب أحادي ذو توزيع الالكتروني مشابه للتوزيع الالكتروني للغاز

الخامل الذي قبله

وهو النيون .


Na / 1S2 2S2 2P6 3S1


Na+ / 1S2 2S2 2P6


وعنصر الكلور

يكتسب إلكترون واحد في مستوى تكافؤه ليصبح أيون سالب ذو تركيب

الكتروني مشابه لتركيب الغاز الخامل الذي بعده وهو

الارجون .

Cl / 1S2 2S2 2P6 3S2 3P5

Cl- / 1S2 2S2 2P6 3S2 3P6



والحقيقة أن هذا الكلام غير دقيق


فلا يوجد جزيئات مستقلة في المركبات الأيونية بل توجد على شكل تجمع

أيوني يعرف بالأشكال بلورية

بحيث يكون كل أيون ذو شحنة معينة محاطاً بعدد من الأيونات ذو الشحنة المخالفة




**** فلاش الرابطة الايونية ****





خصائص المركبات الأيونية

كما ذكرنا في السابق بأن المركبات الأيونية توجد على شكل تجمعات أيونية في أشكال معينة يطلق عليها

(أشكال البلورية )

ونجد في هذه الأشكال ترتيب بلوري منظم للأيونات بحيث أن كل أيون ذو شحنة
معينة يكون منجذباً إلى مجموعة من الأيونات ذو الشحنة المخالفة ،

بمعنى أن الأيون الواحد يكون مرتبطاً بعدة روابط أيونية في نفس الوقت وهذا
ما يفسر وجود المركبات الأيونية عادةً في الحالة الصلبة ( كثافة عالية )

كما يفسر هذا الوضع أيضاً درجات الانصهار والغليان المرتفعة لهذه المركبات.

ومن أهم صفات المركبات الأيونية


عدم قدرتها على التوصيل الكهربي في الحالة الصلبة نظراً لارتباط الأيونات
وعدم قدرتها على الحركة بينما تصبح موصلة للكهرباء عند صهرها أو إذابتها في
الماء ( الأيونات حرة الحركة في المصهور وفي المحلول المائي )


الرابطة التساهمية

هي أحد أشكال الترابط الكيميائي وتتميز بمساهمة زوج أو أكثر من
الإلكترونات بين الذرات, مما ينتج عنه تجاذب جانبي يعمل على تماسك الجزيء
الناتج.

تميل الذرات للمساهمة أو المشاركة بإلكتروناتها بالطريقة التي تجعل غلافها الإلكتروني ممتلئ


**** فلاش رابطه تساهمية احادية ****




**** فلاش رابطة تساهمية ثنائية ****






**** فلاش رابطة تساهمية ثلاثية ****





. الرابطة التساهمية

غالبا ما تحدث بين اللا فلزات

, حيث تكون الرابطة الأيونية

أكثر شيوعا بين

الذرات الفلزية والذرات اللا فلزية.

تميل الرابطة التساهمية لأن تكون أقوى من أنواع الروابط الأخرى, مثل الرابطة الأيونية.

وبعكس الرابطة الأيونية, حيث ترتبط الأيونات بقوى كهرساكنة (Electrostatics) غير موجهة, فإن الرابطة التساهمية تكون عالية التوجيه.

وكنتيجة, الجزيئات المرتبطة تساهميا تميل لأن تتكون في أشكال مميزة قليلة نسبيا, بزوايا محددة.
التساهمية القطبية


وتحدث عندما تكون الرابطة التساهمية بين ذرتين مختلفتين في السالبية
الكهربائية فإن الزوج يكون منجذبا أكثر للذرة ذات السالبية الكهربائية
الأعلى وبالتالي تظهر شحنة سالبة جزئية على هذه الذرة وشحنة موجبه جزئيه
على الذرة ذات السالبية الأقل


**** فلاش التساهمية القطبية ****




التساهمية الغير قطبية

أما إذا كانت الذرتين متساويتين أو متقاربتين في السالبية فإن الرابطة تكون تساهمية غير قطبية مثل cl2 , H2

**** فلاش التساهمية غير القطبية ****



ملاحظة /



لاتعتمد قطبية المركب على الرابطة بل تعتمد على العزم الكهربائية


الرابطة التساهمية التناسقية /

تتم بين ذرتين أحداهما تحتوي على زوج أو أكثر من الالكترونات الحرة والثانية تلزمها هذه الالكترونات للوصول إلى حالة الاستقرار

فالزوج الالكتروني هنا لا تساهم فيه الذرتان وإنما تسهم فيه احداهما فقط

مثال1 : في تفاعل النشادر مع كلوريد الهيدروجين
لإنتاج ملح كلوريد الأمونيوم تتكون رابطة تناسقية بين ذرة النيتروجين في
النشادر وذرة الهيدروجين في كلوريد الهيدروجين .




فالرابطة التناسقية تتكون بين ( ذرة مانحة ) تتكون عليها شحنة موجبة و ( ذرة مستقبلة ) تتكون عليها شحنة سالبة ويشار إلى الرابطة التناسقية عادةً بسهم يتجه من الذرة المانحة إلى الذرة المستقبلة .




وحقيقة ما حدث في التفاعل السابق هو ارتباط جزيء النشادر بالبروتون ليتكون أيون الأمونيوم



مثال2 :


في تفاعل النشادر مع ثالث فلوريد البورون تتكون رابطة تناسقية بين ذرة النيتروجين ( المانحة ) وذرة البورون ( المستقبلة)









مثال 3


**** فلاش تكون الرابطه التناسقية في ايون الهيدرونيوم****






الرابطه الفلزية

هي رابطة تشد الذرات مع بعضها البعض داخل الفلز

يمكن النظر إلى الفلز في الحالة الصلبة كبحرٍ من الشحنات الموجبة تتحرك بينها الالكترونات بحرية وتنتقل من ذرة إلى أخرى .

جميع الفلزات ( ماعدا الزئبق ) توجد في الحالة الصلبة ولعل سبب ذلك هو تلك الروابط القوية التي تربط بين ذرات الفلز (المعدن )




**** فلاش الرابطة الفلزية ****





وترجع الكثير من خصائص الفلزات الطبيعية إلى طبيعة هذه الرابطة فالتوصيل
الكهربي والتوصيل الحراري للفلزات سببه هو حركة الالكترونات الحرة بين
الذرات .







.................................................. ...

يتبع

أرجو أن تكون الفلاشات أعجبتكم


تحياتي وشكري لكم

شريف بن حسن

[/size]

مصدر الموضوع الاصلي: الــــروابط الكيميائية

:extra144:





تابع الـــــــــــــــــــروابط الكيميائية



الروابط الفيزيائية


الرابطه الهيدروجينية


الرابطه الهيدروجينية تتكون عند اتحاد الهيدروجين مع عناصر ذات كهروسالبية عالية مثل الهالوجينات والأوكسجين

وهذه العناصر ذات قطبية عالية نظرا للفارق الكبير في الكهروسالبية مما يؤدي إلى ظهور

شحنة جزئية موجبة على ذرة الهيدروجين مكونا قطبا موجبا

وشحنة جزئية سالبة على ذرة العنصر الأخر وبسبب وجود هذه القطبية العالية


فان احد طرفي الجزئية المستقطبة سوف تتجاذب مع طرف جزئية مجاورة يحمل
شحنة جزئية مغايرة وهكذا فان إطراف الجزئيات التي تحمل شحنة سالبة سوف
تتجاذب مع أطراف جزئيات تحمل شحنة جزئية موجبة والعكس صحيح ويرمز لها عادة
بخط منقط (0000).




**** فلاش الرابطه الهيدروجينية في الماء السائل****






**** فلاش الرابطة الهيدروجينية في الثلج****






أثر الرابطة الهيدروجينية على خواص المادة



تؤثر الروابط الهيدروجينية على الخواص الطبيعية للمادة ، فدرجات غليان
وانصهار المواد المحتوية على روابط هيدروجينية أعلى من درجات غليان وانصهار
مثيلاتها من المواد ويبرز هذا الأثر بشكلٍ واضح في خواص الماء ،

فللماء صفات خاصة ترجع إلى الروابط الهيدروجينية المميزة التي تربط بين جزيئاته ،

فدرجة غليان الماء ( 100 درجة م ) مرتفعة جداً إذا
ما قورنت بدرجات غليان مركبات عناصر المجموعة السادسة مع الهيدروجين
بالرغم من أن الوزن الجزيء للماء أقل من الوزن الجزيء لهذه المركبات .





كما أن للروابط الهيدروجينية التي تربط بين جزيئات الماء تأثير مباشر في
القيمة العليا للكثافة التي يتخذها الماء والتي تساوي 1 جم / سم مكعب عند 4
درجة مئوي بينما تكون كثافة الماء أقل من ( 1جم/سم مكعب ) عند أعلى

وأقل من ( 4 درجة م ) وهذا ما يجعل الجليد يطفوا على سطح التجمعات المائية عند تجمد الماء .

وأيضاً ترجع خاصية التوتر السطحي المميزة في الماء إلى ارتباط جزيئات الماء بروابط هيدروجينية .



وفيما يلي مقارنة بين الماء والميثان
من حيث درجة الغليان ودرجة الانصهار :
[bor=00FF99]



CH4

16 Relative molecular mass

-182 Melting point /°C

-164 Boiling point /°C
.......................

H2O
18 Relative molecular mass

0 Melting point /°C

100 Boiling point /°C
[/bor]

يلاحظ الفرق الكبير

في درجة الغليان والانصهار بين المركبين فالماء درجة غليانه وانصهاره أعلى
بكثير من درجة غليان وانصهار الميثان بالرغم من تقارب الوزن الجزيئي لهما .



وبالطبع فإن السبب يرجع إلى قوة الروابط الهيدروجينية الموجودة في الماء .


قوى فاندرفال /


وهي التي تشد جزيئات المادة الواحدة المتعادلة كهربائيا مع بعضها البعض-
وتوجد عادة في جزيئات المركبات التساهمية غير القطبية وتعد من الروابط
الضعيفة

وتزداد قوتها بازدياد الكتلة الجزيئية للمادة

مثلا درجة غليان الكلور أعلى من الفلور لأن الكتلة الجزيئية للكلور اكبر من الفلور

ملاحظات


1- بالنسبه للاشكال البلوريه حتى نصف مدى الترابط
ان اي ايون السالب ينجذب للايون الموجب ليس المجاور له فقط بل الى كل الشحنات الموجبه

والعكس كل ايون موجب ينجذب لكل ايون سالب مجاور وغير مجاااور
فتصوروا معي كيف سيكون الترابط



2- الرابطه التساهميه القطبيه تحدث اذا كان هناك فرق في السالبيه
الكهربائيه بين الذرات او الجزيئات لنكون اكثر دقه يكون الفرق تقريبا
0.2
يعتبر الاكسجين اعلى عنصر في السالبيه الكهربائيه يليه النيتروجين ثم على مااظن هيدروجين ولاننسى المجموعه السابعه الف 0000




أرجو أن تكون الفلاشات الموضوعةنالت أعجبكم

وهكذا ننتهي

منقول بتصرف

شكراً للمار

تحياتي وشكري لكم

شريف بن حسن

مصدر الموضوع الاصلي: الــــروابط الكيميائية

شكرا لك