الرابطة التساهمية القطبية: الخصائص والأمثلة - كيمياء - 2025

A الرابطة التساهمية القطبية هي واحدة تشكلت بين اثنين من العناصر الكيميائية التي هي كبيرة الفرق الكهربية، ولكن من دون الاقتراب من شخصية الأيونية بحتة. لذلك فهو تفاعل وسيط قوي بين الروابط التساهمية القطبية والروابط الأيونية.

يقال أنها تساهمية لأنه من الناحية النظرية هناك مشاركة متساوية للزوج الإلكتروني بين الذرتين المترابطتين ؛ أي أن الإلكترونين مشتركان بالتساوي. تتبرع ذرة E بإلكترون ، بينما تساهم ذرة X بالإلكترون الثاني لتشكيل الرابطة التساهمية E: X أو EX.

في الرابطة التساهمية القطبية ، لا يتم تقاسم زوج الإلكترونات بالتساوي. المصدر: غابرييل بوليفار.

ومع ذلك ، كما هو موضح في الصورة أعلاه ، لا يوجد الإلكترونان في مركز E و X ، مما يشير إلى أنهما "يدوران" بنفس التردد بين كلتا الذرتين ؛ بل هي أقرب إلى X منها إلى E. وهذا يعني أن X قد جذبت زوج الإلكترونات تجاه نفسها بسبب ارتفاع كهرسلبيتها.

نظرًا لأن إلكترونات الرابطة أقرب إلى X منها إلى E ، يتم إنشاء منطقة ذات كثافة إلكترون عالية حول X ، δ- ؛ بينما في E تظهر منطقة فقيرة الإلكترون δ +. لذلك ، لديك استقطاب للشحنات الكهربائية: رابطة تساهمية قطبية.

مميزات

درجات القطبية

الروابط التساهمية وفيرة جدا في الطبيعة. وهي موجودة عمليا في جميع الجزيئات غير المتجانسة والمركبات الكيميائية ؛ لأنه ، في النهاية ، يتم تشكيله عندما تترابط ذرتان مختلفتان E و X. ومع ذلك ، هناك روابط تساهمية أكثر قطبية من غيرها ، ولمعرفة ذلك ، يجب على المرء أن يلجأ إلى الكهربية.

كلما كانت X أكثر كهرسلبية ، وكلما كانت E أقل كهربيًا (كهربي إيجابي) ، ستكون الرابطة التساهمية الناتجة أكثر قطبية. الطريقة التقليدية لتقدير هذا القطبية هي من خلال الصيغة:

χ _X - χ _E.

حيث χ هي الكهربية لكل ذرة وفقًا لمقياس بولينج.

إذا كانت قيم هذا الطرح أو الطرح تتراوح بين 0.5 و 2 ، فسيكون رابطًا قطبيًا. لذلك ، من الممكن مقارنة درجة القطبية بين عدة روابط EX. في حال كانت القيمة التي تم الحصول عليها أعلى من 2 ، فإننا نتحدث عن رابطة أيونية ، E ⁺ X ^- وليس E ^{δ +} -X ^δ-.

ومع ذلك ، فإن قطبية الرابطة EX ليست مطلقة ، ولكنها تعتمد على المحيط الجزيئي ؛ أي ، في جزيء -EX- ، حيث يشكل E و X روابط تساهمية مع ذرات أخرى ، يؤثر الأخير بشكل مباشر على درجة القطبية المذكورة.

العناصر الكيميائية التي تنشأ منها

على الرغم من أن E و X يمكن أن يكونا أي عنصر ، إلا أنهما لا يتسببان جميعًا في الروابط التساهمية القطبية. على سبيل المثال ، إذا كان E معدنًا شديد الحساسية للكهرباء ، مثل المعادن القلوية (Li و Na و K و Rb و Cs) و X a halogen (F و Cl و Br و I) ، فإنها تميل إلى تكوين مركبات أيونية (Na ⁺ Cl ^-) وليس الجزيئات (Na-Cl).

هذا هو السبب في أن الروابط التساهمية القطبية توجد عادة بين عنصرين غير معدنيين ؛ وبدرجة أقل ، بين العناصر غير المعدنية وبعض المعادن الانتقالية. بالنظر إلى الكتلة p في الجدول الدوري ، لديك العديد من الخيارات لتشكيل هذه الأنواع من الروابط الكيميائية.

الطابع القطبي والأيوني

في الجزيئات الكبيرة ، ليس من المهم جدًا التفكير في مدى قطبية الرابطة ؛ هذه هي التساهمية بشكل كبير ، وتوزيع شحناتها الكهربائية (حيث توجد المناطق الغنية أو الفقيرة بالإلكترون) يلفت الانتباه أكثر من تحديد درجة التساهم في روابطها الداخلية.

ومع ذلك ، مع الجزيئات ثنائية الذرة أو الجزيئات الصغيرة ، فإن القطبية المذكورة E ^{δ +} -X ^δ- نسبية تمامًا.

هذه ليست مشكلة مع الجزيئات المتكونة بين العناصر غير المعدنية ؛ ولكن عندما تشارك معادن انتقالية أو أشباه فلزات ، فإننا لم نعد نتحدث فقط عن الرابطة التساهمية القطبية ، بل عن الرابطة التساهمية ذات الطابع الأيوني ؛ وفي حالة المعادن الانتقالية ، رابطة تنسيق تساهمية نظرا لطبيعتها.

أمثلة على الرابطة التساهمية القطبية

كو

الرابطة التساهمية بين الكربون والأكسجين قطبية ، لأن الأول أقل كهربيًا (χ _C = 2.55) من الثاني (χ _O = 3.44). لذلك، عندما ننظر إلى CO، C = O، أو CO ^- السندات، سنعرف أنها سندات القطبية.

HX

هاليدات الهيدروجين ، HX ، هي أمثلة مثالية لفهم الترابط القطبي في جزيئاتك ثنائية الذرة. بأخذ الطاقة الكهربية للهيدروجين (χ _H = 2.2) ، يمكننا تقدير مدى قطبية هذه الهاليدات مع بعضها البعض:

-HF (HF) ، χ _F (3.98) - _H (2.2) = 1.78

-HCl (H-Cl) ، χ _Cl (3.16) - _H (2.2) = 0.96

-HBr (H-Br) ، χ _Br (2.96) - _H (2.2) = 0.76

-HI (HI) ، χ _I (2.66) - _H (2.2) = 0.46

لاحظ أنه وفقًا لهذه الحسابات ، فإن رابطة HF هي الأكثر قطبية على الإطلاق. الآن ، ما هو طابعه الأيوني المعبر عنه بالنسبة المئوية ، هو أمر آخر. هذه النتيجة ليست مفاجئة لأن الفلور هو العنصر الأكثر كهرسلبية على الإطلاق.

مع انخفاض القدرة الكهربية من الكلور إلى اليود ، تصبح روابط H-Cl و H-Br و HI أقل قطبية. يجب أن تكون الرابطة HI غير قطبية ، لكنها في الواقع قطبية و "هشة" للغاية ؛ يكسر بسهولة.

يا

ربما تكون رابطة OH القطبية هي الأهم على الإطلاق: فبفضلها توجد الحياة ، لأنها تتعاون مع عزم ثنائي القطب للماء. إذا قدرنا الفرق بين الكهربية الكهربية للأكسجين والهيدروجين ، فسنحصل على:

χ _O (3.44) - χ _H (2.2) = 1.24

ومع ذلك ، فإن جزيء الماء ، H ₂ O ، له اثنين من هذه الروابط ، HOH. هذا ، والهندسة الزاوية للجزيء وعدم تناسقه ، تجعله مركبًا قطبيًا عاليًا.

نيو هامبشاير

رابطة NH موجودة في المجموعات الأمينية للبروتينات. تكرار نفس الحساب لدينا:

χ _N (3.04) - χ _H (2.2) = 0.84

هذا يعكس أن رابطة NH أقل قطبية من OH (1.24) و FH (1.78).

البشع

تعتبر رابطة Fe-O مهمة لأن أكاسيدها توجد في معادن الحديد. دعونا نرى ما إذا كان أكثر قطبية من H O:

χ _O (3.44) - _Fe (1.83) = 1.61

ومن ثم يُفترض بحق أن رابطة Fe-O هي أكثر قطبية من رابطة H O (1.24) ؛ أو ما هو نفس القول: Fe-O له طابع أيوني أعلى من H O.

تُستخدم هذه الحسابات لمعرفة درجات القطبية بين الروابط المختلفة ؛ لكنها لا تكفي لتحديد ما إذا كان المركب أيوني أو تساهمي أو طابعه الأيوني.

المراجع

1. ويتن ، ديفيس ، بيك وستانلي. (2008). كيمياء (الطبعة الثامنة). سينجاج ليرنينج.
2. رجفة وأتكينز. (2008). الكيمياء غير العضوية. (طبعة رابعة). ماك جراو هيل.
3. لورا نابي. (2019). الروابط التساهمية القطبية وغير القطبية: تعريفات وأمثلة. دراسة. تم الاسترجاع من: study.com
4. هيلمنستين ، آن ماري ، دكتوراه. (18 سبتمبر 2019). تعريف الرابطة القطبية وأمثلة (الرابطة التساهمية القطبية). تم الاسترجاع من: thinkco.com
5. إلسفير بي في (2019). الرابطة التساهمية القطبية. ScienceDirect. تم الاسترجاع من: sciencedirect.com
6. ويكيبيديا. (2019). قطبية كيميائية. تم الاسترجاع من: en.wikipedia.org
7. مجهول. (05 يونيو 2019). خصائص الروابط التساهمية القطبية. الكيمياء LibreTexts. تم الاسترجاع من: chem.libretexts.org