الترابط الكيميائي والسالبية الكهربية: من الأزواج المشتركة للشبكات الأيونية

ليه الرابطة بتتكوّن: الطاقة مقابل المسافة

ذرتين هيدروجين بعاد عن بعض مش بيتفاعلوا. ولما يقربوا، كل إلكترون بينجذب للنواتين، والطاقة بتقل. ولو قربوا أكتر، النواتين بيتنافروا بقوة والطاقة بتعلى. طول الرابطة هو المسافة اللي عند قاع بئر الطاقة ده، 74 pm لـ H₂، وعمق البئر هو طاقة الرابطة، 436 kJ/mol لـ H–H في الجدول 7.2 في OpenStax Chemistry 2e.

كل رابطة توازن بين تجاذب وتنافر، فكسر الرابطة دايمًا بيكلّف طاقة وتكوينها دايمًا بيحرر طاقة. التفاعل بيبقى طارد للحرارة لما الروابط اللي بتتكوّن تبقى في المجمل أقوى من الروابط اللي بتتكسر.

السالبية الكهربية ومقياس التساهمي للأيوني

السالبية الكهربية بتقيس قد إيه الذرة بتجذب الإلكترونات المشتركة في الرابطة بقوة. مقياس باولنج هو الأشهر. وهو رقم محسوب ملوش وحدات، مش خاصية مقاسة. في الشكل 7.6 في OpenStax، الفلور هو الأعلى عند 4.0، وبعده الأكسجين عند 3.5 والنيتروجين والكلور عند 3.0، وفلزات المجموعة 1 هي الأقل، زي الصوديوم عند 0.9. القيم بتزيد على طول الدورة وبتقل لتحت في المجموعة.

الفرق ΔEN بين ذرتين مترابطتين بيدّي نوع تقريبي للرابطة. OpenStax بتستخدم الحدود الإرشادية دي: أقل من 0.4، تساهمية غير قطبية؛ من 0.4 لـ 1.8، تساهمية قطبية؛ أكتر من 1.8، أيونية. والذرة الأعلى سالبية كهربية بتحمل الشحنة السالبة الجزئية، δ−.

الحدود دي إرشادية وليها استثناءات حقيقية. HF ليه ΔEN = 1.9 لكنه جزيء تساهمي، وSiF₄، اللي فيه ΔEN = 2.2 لكل رابطة Si–F، غاز جزيئي. استخدم ΔEN عشان تقارن الروابط، مش عشان تصنّف مركّب بيقين.

مثال محلول: ترتيب ست روابط حسب القطبية

رتّب B–H وC–Br وN–O وP–Cl وAl–Cl وK–Br من الأقل للأكتر قطبية، باستخدام قيم باولنج القديمة في الشكل 7.6 في OpenStax: H 2.1، وB 2.0، وC 2.5، وN 3.0، وO 3.5، وAl 1.5، وP 2.1، وCl 3.0، وBr 2.8، وK 0.8.

الفروق هي B–H 0.1، وC–Br 0.3، وN–O 0.5، وP–Cl 0.9، وAl–Cl 1.5، وK–Br 2.0، وده هو الترتيب. نتيجتين بيفاجئوا طلبة كتير. في B–H، الهيدروجين هو الطرف السالب، لأن البورون سالبيته الكهربية أقل من الهيدروجين. وK–Br بتقع في المدى الأيوني، وده متسق مع إن بروميد البوتاسيوم جامد أيوني، بينما Al–Cl قريبة من أعلى المدى التساهمي القطبي؛ وكلوريد الألومنيوم بيتوصف إنه أيوني في بعض الأطوار وجزيئي في أطوار تانية.

عزوم ثنائي القطب والنسبة المئوية للطابع الأيوني

الرابطة القطبية ليها عزم ثنائي قطب μ = Qr، يعني مقدار الشحنة المنفصلة مضروب في المسافة بين الشحنات. عزوم ثنائي القطب بتتدّي عادةً بالديباي: 1 D = 3.336 × 10⁻³⁰ C·m. لو الشحنة الكاملة للإلكترون، 1.602 × 10⁻¹⁹ C، اتنقلت مسافة 1 Å، عزم ثنائي القطب هيبقى 4.803 D. ومقارنة μ المقاسة بالقيمة الأيونية الكاملة دي بتدّي نسبة مئوية تقريبية للطابع الأيوني، (μ المقاسة / μ الأيونية الكاملة) × 100.

مثال محلول 1. NIST Chemistry WebBook بيسرد، لـ H³⁵Cl في الطور الغازي، μ = 1.1085 D وطول رابطة اتزان 1.27455 Å. H⁺Cl⁻ أيوني تمامًا عند المسافة دي هيبقى له μ = 4.803 D/Å × 1.27455 Å = 6.122 D. النسبة المئوية للطابع الأيوني هي 1.1085/6.122 × 100 = 18.1%. ولـ HF، بقيم WebBook μ = 1.82618 D وr = 0.91680 Å، القيمة الأيونية الكاملة 4.404 D والطابع الأيوني 41.5%.

الترتيب متفق مع ΔEN (0.9 لـ HCl، و1.9 لـ HF)، لكن الأرقام بتوريك قد إيه حتى ΔEN كبير بعيد عن انتقال كامل للشحنة. HF أقرب للطرف التساهمي من اللي ΔEN لوحده بيوحي بيه.

طاقة الشبكة البلورية وقانون كولوم

الجامد الأيوني متماسك بالتجاذب بين كل كاتيون وكل أنيون في البلورة. وطاقة الشبكة البلورية بتاعته هي الطاقة اللازمة لفصل مول واحد من الجامد لأيونات غازية. OpenStax بتعرّفها موجبة، لكن بعض الكتب بتستخدم العملية العكسية وبتدّي قيم سالبة، فافحص اصطلاح الإشارة الأول.

حسب قانون كولوم، التجاذب بيزيد مع حاصل ضرب شحنات الأيونات وبيقل لما المسافة بين الأيونات تزيد. والشحنة عادةً هي العامل الغالب. OpenStax في القسم 7.5 بتسرد LiF عند 1023 kJ/mol وMgO، اللي أيوناته شحناتها 2+ و2−، عند 3900 kJ/mol، تقريبًا أكبر أربع مرات. وبعدها الحجم بيفرق: MgF₂ قيمته 2957 kJ/mol وMgI₂ قيمته 2327 kJ/mol، لأن أيون اليوديد الأكبر بيبعّد الشحنات عن بعض أكتر.

مثال محلول: دورة بورن–هابر لكلوريد الصوديوم

طاقات الشبكة البلورية مينفعش تتقاس مباشرة، فبتتحسب بدورة قانون هس. ابني NaCl(s) من عناصره بمسار غير مباشر كل خطواته ممكن تتقاس، وبعدين اشترط إن المسار ده يدّي نفس الإجمالي زي تفاعل التكوين المباشر.

مثال محلول 2. استخدم الخطوات دي. تسامي الصوديوم، Na(s) → Na(g): +107.5 kJ/mol، وهي ΔH°f لـ Na(g) من الملحق G في OpenStax. تكوين ذرات الكلور، ½ Cl₂(g) → Cl(g): +121.3 kJ/mol، وهي ΔH°f لـ Cl(g). تأيين الصوديوم، Na(g) → Na⁺(g) + e⁻: +495.8 kJ/mol، من قيمة NIST 5.1391 eV. إضافة إلكترون للكلور، Cl(g) + e⁻ → Cl⁻(g): −348.6 kJ/mol، من الألفة الإلكترونية 3.6131 eV في NIST Chemistry WebBook. وأخيرًا، Na⁺(g) + Cl⁻(g) → NaCl(s) بيحرر طاقة الشبكة البلورية، U.

التفاعل الكلي هو Na(s) + ½ Cl₂(g) → NaCl(s)، وΔH°f = −411.2 kJ/mol. يبقى 107.5 + 121.3 + 495.8 − 348.6 − U = −411.2، وده بيدّي U = 787.2 kJ/mol. لاحظ إن التأيين بيكلّف طاقة أكتر من اللي الألفة الإلكترونية بترجّعه. ومن غير طاقة الشبكة البلورية الكبيرة، تكوين NaCl من عناصره مكانش هيبقى طارد للحرارة. طاقات الشبكة البلورية المنشورة لـ NaCl بتختلف بكام في المية حسب البيانات والطريقة المستخدمة (OpenStax بتذكر 769 kJ)، فقارن الاتجاهات مش آخر الأرقام.

تقدير المحتوى الحراري للتفاعل من طاقات الروابط

في تفاعلات الطور الغازي، تقدر تقدّر ΔH بعدّ الروابط: ΔH ≈ Σ(طاقات الروابط المكسورة) − Σ(طاقات الروابط المتكوّنة). طاقات الروابط المجدولة متوسطات على جزيئات كتير، فالنتيجة مجرد تقدير وممكن تبعد عن القيمة المحسوبة من المحتويات الحرارية للتكوين بعشرات الكيلوجول.

مثال محلول 3. قدّر ΔH لـ C₂H₄(g) + H₂(g) → C₂H₆(g). روابط C–H الأربعة في الإيثيلين بتفضل زي ما هي، فتجاهلها. المكسور: رابطة C=C واحدة (611 kJ/mol) ورابطة H–H واحدة (436 kJ/mol)، 1047 kJ في المجموع. المتكوّن: رابطة C–C واحدة (345 kJ/mol) واتنين C–H جداد (2 × 415 kJ/mol)، 1175 kJ في المجموع. ΔH ≈ 1047 − 1175 = −128 kJ. والقيمة من المحتويات الحرارية للتكوين، من الملحق G، هي −84.0 − 52.4 = −136.4 kJ. التقدير إشارته صح وفي حدود حوالي 6%.

مفاهيم غلط عن الترابط لازم تتجنبها

أغلب الأخطاء بتيجي من معاملة الإرشادات التقريبية كقواعد مضبوطة أو من خلط اصطلاحات الإشارة. ودي الأشهر.

• معاملة ΔEN = 1.8 كخط فاصل حاد بين التساهمي والأيوني. المقياس متصل، ومركبات زي HF وSiF₄ بتكسر القاعدة.
• الخلط بين السالبية الكهربية والألفة الإلكترونية. الألفة الإلكترونية طاقة مقاسة لذرة غازية؛ والسالبية الكهربية بتوصف ذرة جوه رابطة.
• افتراض إن الذرة الأعلى سالبية كهربية دايمًا هي اللافلز اللي تتوقعه. افحص الجدول: في روابط B–H وSi–H، الهيدروجين هو الطرف السالب.
• عكس صيغة طاقات الروابط. هي الروابط المكسورة ناقص الروابط المتكوّنة، عكس ترتيب صيغة المحتوى الحراري للتكوين.
• خلط اصطلاحات إشارة طاقة الشبكة البلورية جوه دورة بورن–هابر واحدة.
• عدّ الرابطة الثنائية كرابطتين أحاديتين. رابطة C=C (611 kJ/mol) أضعف من رابطتين C–C (690 kJ/mol).