* مقدمة : 1-لا تشارك الغازات النبيلة في التفاعلات الكيميائية ؛لأن مستوي الطاقة الأخير لها مكتمل بالإلكترونات لذلك فذراتها مستقرة وجزيئاتها أحادية الذرة .2-جميع العناصر عدا الغازات النبيلة نشطة وتشارك في التفاعلات الكيميائية حتى يكتمل مستوي الطاقة الأخير بالإلكترونات ؛لذلك فهي تكتسب أو تفقد أو تشارك مع غيرها من الذرات بعدد من الإلكترونات ؛حتى يصبح تركيبها مشابهاً لتركيب أقرب غاز خامل * التفاعل الكيميائي : " هو عبارة عن كسر روابط في جزيئات المواد المتفاعلة وتكوين روابط جديدة في جزيئات المواد الناتجة من التفاعل” نلاحظ أنه إذا لم يوجد كسر للروابط لا يحدث تفاعل كيميائي مثلاً عند خلط برادة الحديد مع مسحوق الكبريت بأي نسبة وبدون تسخين ،فلا يحدث كسر للروابط ؛أي لا يتم تفاعل كيميائي بينما عند تسخين مقدارين محددين من برادة الحديد ومسحوق الكبريت يحدث كسر للروابط ،وتتكون روابط جديدة بين الكبريت والحديد ؛أي يحدث تفاعل كيميائي وينتج مركب جديد هو كبريتيد الحديدii * أنواع الروابط الكيميائية : رابطة أيونية - رابطة تساهمية - رابطة تناسقية - رابطة هيدروجينية - رابطة فلزية أولاً : الرابطة الأيونية : - تتكون الرابطة الأيونية بين عنصرين الفرق في السالبية الكهربية بينهما أكبر من 1.7 - تميل الفلزات إلي فقد الإلكترونات (جهد تأينها صغير ) وتتحول إلي أيونات موجبة وتميل اللافلزات إلي اكتساب إلكترونات (ميلها الإلكتروني كبير ) وتتحول إلي أيونات سالبة - يحدث تجاذب بين الأيونات الموجبة والأيونات السالبة ،وهذا يسمي الرابطة الأيونية -الرابطة الأيونية هي قوة جذب إلكتروستاتيكي ؛أي ليس لها وجود مادي -تحدث الرابطة الأيونية بين فلزات ولافلزات -إذا كان الفرق في السالبية الكهربية أكبر من 1.7 تظهر خواص المركبات الأيونية ،وإذا كان الفرق أقل من 1.7 تظهر خواص المركبات التساهمية * الخواص العامة للمركبات الأيونية : 1-التركيب : بللورات صلبة - لها شكل بللوري محدد نتيجة قوي الجذب بين الأنيونات والكاتيونات 2-درجة الانصهار والغليان : لها درجات انصهار وغليان مرتفعة حيث يتطلب كسر الرابطة ،والتغلب على قوي التجاذب بين الأيونات استهلاك قدر كبير من الطاقة الحرارية3-الذوبان : تذوب المركبات الأيونية في المذيبات القطبية نتيجة لتفكك الشبكة البللورية وانجذاب أيوناتها إلي الأإيونات المخالفة لها في الشحنة في المذيب القطبي 4-التوصيل الكهربي : المركبات الأيونية توصل التيار الكهربي بسبب حركة أيوناتها الحرة في المصهور أو الأيونات المماهه في المحلول نحو الأقطاب المخالفة لشحنتها مثال للرابطة الأيونية تفاعل الصوديوم مع الكلور لتكوين كلوريد الصوديوم

الرابطة الأيونية
* مقدمة :
1-لا تشارك الغازات النبيلة في التفاعلات الكيميائية ؛لأن مستوي الطاقة الأخير لها مكتمل بالإلكترونات لذلك فذراتها مستقرة وجزيئاتها أحادية الذرة .
2-جميع العناصر عدا الغازات النبيلة نشطة وتشارك في التفاعلات الكيميائية حتى يكتمل مستوي الطاقة الأخير بالإلكترونات ؛لذلك فهي تكتسب أو تفقد أو تشارك مع غيرها من الذرات بعدد من الإلكترونات ؛حتى يصبح تركيبها مشابهاً لتركيب أقرب غاز خامل

* التفاعل الكيميائي :
" هو عبارة عن كسر روابط في جزيئات المواد المتفاعلة وتكوين روابط جديدة في جزيئات المواد الناتجة من التفاعل”
نلاحظ أنه إذا لم يوجد كسر للروابط لا يحدث تفاعل كيميائي مثلاً عند خلط برادة الحديد مع مسحوق الكبريت بأي نسبة وبدون تسخين ،فلا يحدث كسر للروابط ؛أي لا يتم تفاعل كيميائي بينما عند تسخين مقدارين محددين من برادة الحديد ومسحوق الكبريت يحدث كسر للروابط ،وتتكون روابط جديدة بين الكبريت والحديد ؛أي يحدث تفاعل كيميائي وينتج مركب جديد هو كبريتيد الحديدII

* أنواع الروابط الكيميائية :
رابطة أيونية - رابطة تساهمية - رابطة تناسقية - رابطة هيدروجينية - رابطة فلزية

أولاً : الرابطة الأيونية :
- تتكون الرابطة الأيونية بين عنصرين الفرق في السالبية الكهربية بينهما أكبر من 1.7
- تميل الفلزات إلي فقد الإلكترونات (جهد تأينها صغير ) وتتحول إلي أيونات موجبة
وتميل اللافلزات إلي اكتساب إلكترونات (ميلها الإلكتروني كبير ) وتتحول إلي أيونات سالبة
- يحدث تجاذب بين الأيونات الموجبة والأيونات السالبة ،وهذا يسمي الرابطة الأيونية
-الرابطة الأيونية هي قوة جذب إلكتروستاتيكي ؛أي ليس لها وجود مادي
-تحدث الرابطة الأيونية بين فلزات ولافلزات
-إذا كان الفرق في السالبية الكهربية أكبر من 1.7 تظهر خواص المركبات الأيونية ،وإذا كان الفرق أقل من 1.7 تظهر خواص المركبات التساهمية


* الخواص العامة للمركبات الأيونية :
1-التركيب : بللورات صلبة - لها شكل بللوري محدد نتيجة قوي الجذب بين الأنيونات والكاتيونات
2-درجة الانصهار والغليان : لها درجات انصهار وغليان مرتفعة حيث يتطلب كسر الرابطة ،والتغلب على قوي التجاذب بين الأيونات استهلاك قدر كبير من الطاقة الحرارية
3-الذوبان : تذوب المركبات الأيونية في المذيبات القطبية نتيجة لتفكك الشبكة البللورية وانجذاب أيوناتها إلي الأإيونات المخالفة لها في الشحنة في المذيب القطبي
4-التوصيل الكهربي : المركبات الأيونية توصل التيار الكهربي بسبب حركة أيوناتها الحرة في المصهور أو الأيونات المماهه في المحلول نحو الأقطاب المخالفة لشحنتها
مثال للرابطة الأيونية تفاعل الصوديوم مع الكلور لتكوين كلوريد الصوديوم

الرابطة التساهمية

ثانياً : الرابطة التساهمية
-هي رابطة تحدث بين لافلزين (عنصرين الفرق في السالبية الكهربية بينهما أقل من 1.7)
وفيها تشارك كل ذرة بإلكترون مفرد في الرابطة

* أنواع الروابط التساهمية :
-رابطة تساهمية نقية : وتحدث عندما تكون الذرتان متساويتين في السالبية الكهربية (ذرتين متشابهتين)
مثل الرابطة في جزئي الهيدروجين H2 ( مكون من ذرتين هيدروجين )
وفي هذه الرابطة يقضي إلكترونا الرابطة وقتاً متساوياً في حيازة كل ذرة ،وتكون الشحنة النهائية لكل ذرة مساوية صفراً.

- رابطة تساهمية قطبية : وتحدث بين ذرتين مختلفتين في السالبية الكهربية
مثل الرابطة في جزئ كلوريد الهيدروجين HCl (ذرة كلور وذرة هيدروجين)
في هذا المثال : السالبية الكهربية للكلور = 3 وللهيدروجين =2.1
فذرة الكلور أكثر سالبية من ذرة الهيدروجين ،لذلك يقضي إلكتروني الرابطة فترة أطول مع ذرة الكلور ،فتظهر عليها شحنة سالبة جزيئية ،وتظهر على ذرة الهيدروجين شحنة موجبة جزيئية

* النظريات التي فسرت تكوين الرابطة التساهمية :
أولا : النظرية الإلكترونية للتكافؤ ( نظرية الثمانيات )
-وضع النظرية " لويس " وكوسل " سنة 1916
-تنص النظرية على :
" بخلاف الهيدروجين والليثيوم والبريليوم - تميل ذرات جميع العناصر إلي الوصول إلي التركيب الثماني (تشبه الغاز الخامل )أي حالة الاستقرار
-لذلك تشارك الذرة غيرها من الذرات بعدد من الإلكترونات يساوي العدد الذي تحتاجه ؛حتى يكتمل مستواها الأخير بـ 8 إلكترونات
مثال تكوين جزئي الفلور F2


عيوب النظرية
1- لم تستطع النظرية تفسير الروابط في بعض المركبات مثل
جزئ خامس كلوريد الفوسفور PCl5 (تحاط ذرة الفوسفور بـ 10 إلكترونات وليس ثمانية )
وكذلك جزئ ثالث فلوريد البورون BF3 (إذ تحاط ذرة البورون بـ 6 إلكترونات وليس 8 )
2-لم تفسر النظرية بعض خواص الجزيئات مثل الشكل الفراغي - والزوايا بين الروابط

ثانيا : نظرية رابطة التكافؤ
-بنيت هذه النظرية على أساس ميكانيكا الكم والطبيعة المزدوجة للإلكترون
- تبقي النظرية على صورة الذرات المفردة
تفسر النظرية تكوين الرابطة التساهمية عن طريق تداخل أوربيتالات أحد الذرتين ،وبه إلكترون مفرد مع أوربيتال به إلكترون مفرد من الذرة الأخرى
مثال :تكوين جزئ فلوريد الهيدروجين
تتم الرابطة بتداخل أوربيتال 1s من الهيدروجين (يحتوي على إلكترون مفرد) مع أورتبال 2Py (يحتوي على إلكترون مفرد ) من الفلور
1H = 1s1
gF = 1s2,2s2,2PX2,2PY2,2PZ1



ذرة الفلور :
نلاحظ أن الاوربيتالات الأخري لا تتداخل لتشبعها بـ 2 إلكترون لكل منها

* تركيب جزئ الميثان :
-جزئ الميثان CH4 مكون من ذرة كربون وأربع ذرات هيدروجين
-ترتبط ذرة الكربون مع ذرات الهيدروجين ،عن طريق روابط تساهمية متساوية في الطول والقوة (الطاقة)
1- يأخذ جزئ الميثان شكل الهرم الرباعي
2- قيم الزوايا بين كل رابطة والأخرى =28َ 109ْ

تفسير تركيب جزئ الميثان
1- تركيب ذرة الكربون 1s2, 2s2,2P1X,2Py1
2-ذرة الكربون بها 2 إلكترون مفرد - واوربيتال 2PZفارغ


3- تكتسب الذرة كمية من الطاقة
وتصبح الذرة مثارة وينتقل إلكترون من المستوي
الفرعي 2s إلي الأوربيتال الفارغ 2P2 ،ويصبح تركيب ذرة الكربون كالآتي:

ويصبح لذرة الكربون 4 أوربيتالات ،بكل منها إلكترون واحد ولكنها غير متساوية في الطاقة أو الاتجاه الفراغي لذلك تحدث عملية تهجين بين الأوربيتال 2sوالأوربيتالات الثلاثة2P وتنتج أربع أوربيتالات مهجنة متساوية في الطاقة
1(2S) + 3(2P) http://www.thanwya.com/vb/Image153.gif4 SP3

* التهجين :
هو تداخل أوربيتالين أو أكثر (متقاربين في الطاقة ) في الذرة نفسها لتنتج أوربيتالات مهجنة متساوية في الطاقة في المثال السابق.



يحدث التهجين بتداخل الأوربيتال 2S مع الأوربيتالات الثلاثة 2P وينتج 4 أوربيتالات مهجنة من نوع SP3

نلاحظ أن :
1-يحدث التهجين في الذرة نفسها.
2-يحدث التهجين بين أوربيتالات قريبة في الطاقة .
3-عدد الأوربيتالات المهجنة يساوي عدد الأوربيتالات النقية الداخلة في التهجين .
4-الأوربيتالات المهجنة متساوية في الطاقة .
5-الأوربيتالات المهجنة أكثر بروزاً من الأوربيتال العادي؛ مما يسهل عملية التداخل
6-تأخذ الأوربيتالات المهجنة رموز الأوربيتالات العادية نفسهاd-p-s

تفسير قيم الزوايا بين الروابط :
الأوربيتال المهجن هو إلكترون سالب . ولكي يقل التنافر بين الأوربيتالات لأقل قدر فإن الأوربيتالات تأخذ أشكالاً فراغية لتسمح بزاوية بينهما مقدارها 28َ 109ْ

* جزئ الميثان يحدث التداخل بين الأوربيتالات المهجنة في الكربون والأوربيتالات في ذرات الهيدروجين الأربعة ويأخذ الشكل المجسم شكل الهرم الرباعي


مثال آخر تكوين جزئ الايثيلين C2H4
1- يحدث أثارة لذرتي الكربون ليصبح في كل منها 4 أوربيتالات يحتوي كل أوربيتال على إلكترون مفرد


2- يحدث التهجين بين الأوربيتال 2s والأوربيتالين 2PX ، 2Py في كل ذرة كربون وينتج 3 أوربيتالات من نوع sp2
1(2S) + 2( 2P) http://www.thanwya.com/vb/Image153.gif3 SP2
ولتقليل التنافر بين الأوربيتالات ،تصبح الزاوية بين كل أوربيتالين = 120ْ




3- ثم يحدث التداخل بين أوربيتالات ذرتي الكربون وذرات الهيدروجين كالآتي
أ- تداخل أوربيتال من نوع SP2 من ذرة الكربون مع الأوربيتال 1S من الهيدروجين ؛لتكوين الرابطة C - H
ب- تداخل بين الأوربيتالين المهجنين SP2 بين ذرتي الكربون لتنتج الرابط C-C (بالرأس)
ج- تداخل بين الأوربيتالين غير المهجنين 2Pz بين ذرتي الكربون لتنتج رابطة C-C بالجانب (وتكون عمودية على الروابط السابقة) .
ويصبح شكل جزئي الإيثيلين



ثالثاً : نظرية الأوربيتالات الجزيئية :
-اعتبرت نظرية الأوربيتالات الجزيئية كوحدة واحدة أو ذرة كبيرة متعددة الأنوية
-يحدث التهجين عن طريق تداخل جميع الأوربيتالات الذرية المكونة للجزئ
- يرمز للأوربيتالات المهجنة بالرموز سيجما (http://www.thanwya.com/vb/Image159.gif) وباي (http://www.thanwya.com/vb/Image160.gif) ودلتا (http://www.thanwya.com/vb/Image161.gif)
الرابطة سيجما http://www.thanwya.com/vb/Image159.gif
-تنشأ من تداخل الأوربيتالات الذرية مع بعضها البعض بالرأس (أي على خط واحد)
- الرابطة سيجما أقوي من الرابطة باي
مثال : تداخل الأوربيتال المهجن sp2 لذرة الكربون مع الأوربيتال 1s لذرة الهيدروجين في جزئ الايثيلين
وأيضاً تداخل الأوربيتالين المهجنين sp2 لذري الكربون في نفس الجزئ
الرابطة باي http://www.thanwya.com/vb/Image160.gif :
- تنشأ من تداخل الأوربيتالات الذرية مع بعضها بالجنب (بالتوازي )
- وهي أضعف من الرابطة سيجما
مثال : تداخل الأوربيتالين 2pz في كل من ذرتي الكربون في جزئ الايثيلين


تفسير تركيب جزئ الاسيتيلين C2H2
-تحدث الإثارة ويصبح تركيب ذرة الكربون كالآتي :



- يحدث التهجين بين أوربيتال (2S)مع أوربيتال واحد من 2P في كل ذرة كربون ينتج 2 أوربيتال مهجن من النوع SP في كل ذرة
1(2S) + 1 (2P) http://www.thanwya.com/vb/Image153.gif2 (SP)


ويظل الأوربيتالان 2Py ، 2Pz غير مهجنين
- تصبح الزاوية بين الأوربيتالين المهجنين = 180ْ
- يحدث تداخل الأوربيتالات كالآتي :
- روابط سيجما . بين sp في الكربون والأوربيتال 1s في الهيدروجين
. بين sp ، sp في ذرتي الكربون
-روابط باي . بين الأوربيتالين غير المهجنين 2Py في ذرتي الكربون
. بين الأوربيتالين غير المهجنين 2Pz في ذرتي الكربون


ويصبح جزئ الاسيتيلين C2H2

كالآتي :

* خواص المركبات التساهمية :
1-الذوبان : لا تذوب في المذيبات القطبية كالماء لعدم وجود أيونات - تذوب في المذيبات العضوية فتنشر الجزيئات بين روابط المذيب الضعيفة
2-درجات الانصهار والغليان :
منخفضة لسهوله كسر الرابطة الضعيفة في المركب
3-التوصيل الكهربي : لا توصل التيار لعدم تأين جزئياتها (لا تكون أيونات )

الرابطة التناسقية

ثالثاُ : الرابطة التناسقية
-هي نوع من الروابط التساهمية، إلا أن مصدر إلكترونى الرابطة إحدي الذرتين
-تنشأ الرابطة عندما تمنح أحدى الذرتين (الذرة المانحة) زوجاً من الإلكترونات الحرة في أوربيتال إلي ذرة أخري (ذرة مستقبلة) بها أوربيتال فارغ لتصل للتركيب الإلكتروني الثابت

مثال : أيون الهيدرونيوم H3O+
تحتوي ذرة الأكسجين في جزئ الماء على زوج من الإلكترونات الحرة أما أيون الهيدروجين الموجب (بروتون) والناتج عن ذوبان الأحماض في الماء ،فإنه يحتوي على أوربيتال فارغ
تمنح ذرة الأكسجين هذا الزوج من الإلكترون إلي أيون الهيدروجين الموجب يتكون أيون هيدرونيوم H3O+ موجب




مثال آخر أيون الأمونيوم+NH4
تحتوي ذرة النيتروجين في جزئ النوشادر على زوج من الإلكترونات الحرة تمنحه لأيون الهيدروجين الموجب

ويتكون أيون الامونيوم الموجب NH4+

الرابطة الهيدروجينية

رابعاً : الرابطة الهيدروجينية
مقدمة :
نلاحظ أن الماء يغلي عند درجة 100مْ وكتلته الجزيئية 18 ،بينما يغلي كبريتيد الهيدروجين عند درجة - 61 مْ وكتلته الجزيئية 34 . تري ماالسبب في هذا الشذوذ
يرجع السبب إلي وجود رابطة هيدروجنية بين جزيئات الماء. ولكسر هذه الرابطة يلزم طاقة حرارية كبيرة

الرابطة الهيدروجينية :
تعمل ذرة الهيدروجين كقنطرة، تصل بين ذرتين لهما سالبية كهربية كبيرة ؛مما يؤدي إلي تجاذب وترابط الجزئيات معاً
السالبية الكهربية للهيدروجين 2.1وللأكسجين 3.5فالماء جزيء قطبي تحمل ذرة الأكسجين شحنة سالبة جزئية وذرة الهيدروجين شحنة موجبة جزئية ،وتصبح ذرة الهيدروجين بين ذرات الأكسجين ذات السالبية الكهربية الكبيرة؛ فتعمل على جذب جزيئات الماء وترابطها معاً .
لاحظ أن : الرابطة الهيدروجنيةأطول من الرابطة التساهمية وأضعف منها .


* أشكال الرابطة الهيدروجينية :
-على شكل خط مستقيم مثل جزئ الماء


-على شكل حلقة مغلقة جزئ فلوريد الهيدروجين
-على شكل شبكة مفتوحة جزئ فلوريد الهيدروجين

الرابطة الفلزية

خامساً : الرابطة الفلزية
1- تنتج الرابطة الفلزية بسبب تكون سحابة من الإلكترونات الحرة (إلكترونات التكافؤ) في مستويات الطاقة الخارجية للفلز ؛حيث تعمل هذه السحابة الإلكترونية على تقليل التنافر الموجود بين أيونات (أنوية ) الفلز الموجبة في الشبكة البللورية يؤدي إلي ترابط وتماسك الأنوية ،ويسمي هذا الترابط والتماسك رابطة فلزية .
2- كلما زاد عدد إلكترونات التكافؤ زادت قوة الرابطة الفلزية ،واصبح الفلز أكثر صلابة وتماسكاً ،وارتفعت درجة غليانه .