تعرف على علم الكيمياء
نظريات تفسير تكون الروابط التساهمية
لجا العلماء إلى ميكانيكا الكم لتفسير كيفية تكون الرابطة التساهمية فظهر نتيجة لذلك نظريات توضح وتفسر كيفية تكون الرابطة التساهمية بين الذرات ومن أشهر هذه النظريات :
(1) نظرية رابطة التكافؤ (VBT) .
(2) نظرية المدارات الجزيئية (MO) .
وفي هذا الموضوع سنتكلم عن نظرية رابطة التكافؤ وتفسير تكون الروابط التساهمية بين الجزيئات المختلفة حسب تلك النظرية
تعريف نظرية رابطة التكافؤ (VBT) Valence Bond Theory
الرابطة التساهمية هي رابطة ناتجة عن تداخل مدار ذري لأحد الذرات به إلكترون منفرد مع مدار ذري لذرة أخرى به إلكترون منفرد.
كيفية تكون الرابطة التساهمية حسب نظرية رابطة التكافؤ (VBT)
يمكن توضيح كيفية تكون الرابطة التساهمية حسب الخطوات الآتية:
(1) تتقارب الذرتان من بعضهما
(2) تقدم كل ذرة مداراً ذرياً نصف ممتلىء أي يحتوي على إلكترون منفرد .
(3) عندما تتقارب الذرتان من بعضهما يحدث تداخل Overlap بين المدارين .
(4) نتيجة لهذا التداخل تتكون منطقة مشتركة في الفراغ الكائن بين نواتي الذرتين.
(5) يحتل الزوج الإلكتروني منطقة التداخل أي أن الكثافة الإلكترونية تتركز بين نواتي الذرتين وهذان الإلكترونان يدوران حول نفسهما في اتجاهين متعاكسين. وهذا الزوج الإلكتروني ينتمي إلى كلا الذرتين .
(6) نتيجة لوجود كثافة إلكترونية بين نواتي الذرتين ، فإن نواتي الذرتين الموجبتين تنجذبان نحو الكثافة الإلكترونية السالبة إلى أقصى حد ممكن ، وبذلك تتقارب الذرتان من بعضهما ، وبذلك تتكون الرابطة التساهمية .
(7) تزداد قوة الرابطة التساهمية بازدياد التداخل بين المدارات الذرية .
سؤال هام: لماذا تلجأ المدارات في الذرات لعملية التداخل .
جـواب: وذلك لأن قـوى الـتـجـاذب بين الذرتين أكـبـر مـن قـوى الـتـنـافـر الناتجة عن تنافر إلكترون – إلكترون وكذلك بروتون – بروتون . أي أن الطاقة الكامنة للنظام بعد التداخل اقل منها قبل التداخل .
– فكرة تداخل المدارات الذرية لتكوين الروابط الـتـسـاهـمـيـة سهلت علينا فهم طريقة تكوين هذه الروابط في العديد من الجزيئات او الأيونات.
أنواع التداخلات بين المدارات الذرية
– التداخلات بين المدارات تنقسم إلى نوعين:
(1) تداخل رأسي وينتج عنه رابطة من نوع سيجما (σ – Bond)
(2) تداخل جانبي وينتج عنه رابطة من نوع باي (π – Bond)
الرابطة سيجما (σ – Bond)
– تعريف الرابطة سيجما (σ – Bond) هي رابطة ناتجة عن تداخل الأفلاك بالرأس وتـتـوزع الكثافة الإلكترونية بشكل متماثل على طول المحور الواصل بين نواتي الذرتين.
– وإليك أمثلة على تداخلات بين المدارات الذرية لتكوين روابط من نوع سيجما (σ)
(1) التداخل بين مدار (s) ومدار (s) : تداخل رأسي وينتج عن ذلك رابطة من نوع (σ):
(2) التداخل بين مدار (s) ومدار (p) : تداخل راسي وينتج عن ذلك رابطة من نوع (σ):
(3) التداخل بين مدارات (p) الأفقية: تداخل رأسي وينتج عن ذلك رابطة من نوع (σ):
نلاحظ أن مدارات (S) غير متجهة لأن مدار (ٍS) كروي وبذلك يمكن أن يتداخل مع المدارات الأخرى من أي اتجاه.
الرابطة باي (π – Bond)
– تعريف الرابطة باي (π – Bond) : رابطة ناتجة عن تداخل الأفلاك بشكل جـانبي وتتوزع الكثافة الإلكترونية في منطقتين على جانبي المحور الواصل بين نواتي الذرتين.
– مثال: التداخل بين مدارات (p) المتوازية: تداخل جانبي من نوع (π ) .
ملاحظة: الرابطة سيجما أقوى من الرابطة باي (علل) وذلك لأنه في الرابطة سيجما الكثافة | الإلكترونية تتوزع بشكل متماثل على طول المحور الواصل بين نواتي الذرتين . بينما في الرابطة باي فإن الكثافة الإلكترونية تكون أعلى وأسفل الخط الوهمي الواصل بين نواتي الذرتين.
أمثلة محلولة على تكون الرابطة التساهمية حسب نظرية رابطة التكافؤ ( VBT ) .
(1) كيفية تكون الرابطة التساهمية من نوع (σ) في جزيء الهيدروجين H2 حسب نظرية رابطة التكافؤ (VBT)
– التركيب الإلكتروني لذرة الهيدروجين:
– نلاحظ أن كل ذرة هيدروجين تحتوي على مدار ذري ( 1s ) يحتوي على إلكترون منفرد ( نصف ممتلئ).
– يحدث تداخل بين المدارين الذريين بحيث يتواجد الزوج الإلكتروني في منطقة التداخل ، وينتج عن هذا التداخل تكون الرابطة التساهمية ، وهذه الرابطة تسمى سيجما (σ) .
ملاحظة: جزيئات الهيدروجين أكثر ثباتاً من ذرات الهيدروجين المفردة (علل) وذلك لأن الزوج الإلكتروني الرابط بين ذرتي الهيدروجين مـجـذوباً من نواتي الترتين في آن واحد بعكس الذرة المفردة والتي يكون إلكترونها مجذوباً من نواة واحدة فقط.
(2) كيفية تكون الرابطة التساهمية من نوع (σ) في جزيء الفلور F2 حسب نظرية رابطة التكافؤ (VBT)
– التركيب الإلكتروني لذرة الفلور:
– نلاحظ ان كل ذرة الفلور تحتوي على مدار ذري (2p2) يحتوي على إلكترون منفرد يحدث تداخل بين المدارين الذريين ( 2Pz ) بحيث يتواجد الزوج الإلكتروني في منطقة التداخل.
– وينتج عن هذا التداخل تكون الرابطة التساهمية وهذه الرابطة تسمى سيجما ( σ)
(3) كيفية تكون الرابطة التساهمية من نوع (σ) في جزيء كلوريد الهيدروجين HCl حسب نظرية رابطة التكافؤ (VBT)
– التركيب الإلكتروني لذرة الهيدروجين:
ذرة الهيدروجين تحتوي على مدار ذري ( 1s ) يحتوي على إلكترون منفرد.
– التركيب الإلكتروني لذرة الكلور :
– ذرة الكلور تحتوي على مدار ذري ( 3pz ) يحتوي على إلكترون منفرد
– يحدث تداخل بين المدارين الذريين ( 1s ) و ( 3pz) بحيث يتواجد الزوج الإلكتروني في منطقة التداخل، وينتج عن هذا التداخل تكون الرابطة التـسـاهمـية . وهذه الرابطة تسمى سيجما ( σ ) .
(4) كيفية تكون الرابطة التساهمية في جزيء النشادر NH3 حسب نظرية رابطة التكافؤ (VBT)
– التركيب الإلكتروني لذرة الهيدروجين:
– التركيب الإلكتروني لذرة النيتروجين:
– يتضح ان ذرة الهيدروجين تحتوي على مدار نصف ممتليء ، والنيتروجين يـحـتـوي على ثلاث مدارات نصف ممتلئة . لذا سوف تتكون ثلاث روابط تساهمـيـة وكل رابطة ناتجة عن تداخل مدار ( 2p ) من النيتروجين ومدار ( 1s ) من الهيدروجين .
– وكما هو معلوم ان مدارات p متعامدة على بعضها أي أن الزاوية بينها سوف تكون °90 .
ولكن لوحظ عمليا ان الزاوية H N H تساوي °107 ، لهذا نستنتج أنه لا يمكن تفسير الزاوية H N H باستخدام مدارات نقية ، لذا سوف نلجأ إلى مفهوم التهجين لتفسير هذه الزاوية.
(5) كيفية تكون الرابطة التساهمية في جزيء الماء H2O حسب نظرية رابطة التكافؤ (VBT)
– التركيب الإلكتروني لذرة الهيدروجين:
– ذرة الهيدروجين تحتوي على مدار نري ( 1s ) يحتوي على إلكترون منفرد.
– التركيب الإلكتروني لذرة الأكسجين:
– ذرة الأكسجين تحتوي على مدارين (2p) كل منهما يحتوي على إلكترون مفرد.
(1) يحدث تداخل بين مـداري (p) نصف الممتلئين من ذرة الأكسجين مـع مـداري (1s) مـن ذرتي الهيدروجين ، وينتج عن ذلك تكون رابطتين تساهميتين\.
(2) وكما هو معلوم أن مدارات (p) متعامدة على بعضها أي أن الزاوية بينها سوف تكون°90.
ولكن لوحظ عملياً ان الزاوية HOH تساوي °104.5 ، لهذا نستنتج أنه لا يمكن تفسير الزاوية HOH باستخدام مدارات نقية ، لذا سوف نلجأ إلى مفهوم التهجين لتفسير هذه HOH
(6) كيفية تكون الرابطة التساهمية في جزيء الميثان CH4 حسب نظرية رابطة التكافؤ (VBT)
– التركيب الإلكتروني لذرة الهيدروجين:
– التركيب الإلكتروني لذرة الكربون:
يتضح أن ذرة الهيدروجين تحـتـوي على مـدار نصف ممتليء ، والكربون يـحـتـوي على مدارين نصف ممتلئين . لذا سوف تتكون رابطتين تساهميتين فقط مع الهيدروجين ليتكون الجزيء (CH4).
ولكن التجارب بينت أن هذا الجزيء غير مستقر ولا يوجد في الطبيعة كجزيء ثابت ، حيث وجد أن أصغر جزيء ثابت مكون من الكربون والهيدروجين هو الميثان (CH4) أي أن الكربون يجب أن يرتبط بأربع روابط.
ويمكن تفسير وجود اربع روابط من خلال استخدام ذرة كربون مثارة :
وبذلك يتوكن لدينا اربع روابط ، ثلاث منها متعامدة يستخدم بها مدارات ( p ) ورابطة أخرى لا اتجاه لها يستخدم فيها الكربون مدار ( 2s )
لكن وجد عمليا ان جميع الروابط متكافئة والزوايا بيتها °109.5 ، ويمكن تفسير ذلك من خلال مفهوم التهجين ، حيث يتم دمج المدارات الأربعة لينتج لدينا أربعة مدارات متساوية في الشكل والطاقة.
مميزات وعيوب نظرية رابطة التكافؤ VBT
– استطاعت نظرية رابطة التكافؤ بمـفـهـومـهـا البسيط (تداخل المدارات الذرية نصف الممتلئة النقية ) أن تعطي تفسيراً مقبولاً لعدد الروابط والأشكال الهندسية للجزيئات التي تـحـتـوي على ذرتين من خلال فكرة التداخل بين المدارات الذرية.
– ولكن لا يمكن تطبيق فكرة التداخل على الجزيئات عديدة الذرات في جميع الأحوال ، وذلك للأسباب التالية:
(1) لم تستطع نظرية رابطة التكافؤ بمفهومها البسيط في إعطاء تفسير مقنع لمقدار الزاوية الفعلية لبعض الجزيئات مثل الماء والنشادر.
(2) لم تستطع نظرية رابطة التكافؤ بمفهومها البسيط في تحديد عدد الروابط للذرات اعتماداً على عدد الإلكترونات المنفردة.
لذلك كان لا بد من احـداث تعديل في هذه النظرية ، ولقد تم حل هذه المشكلة من خـلال ميكانيكا الكم ، حيث تم التوصل إلى إمكانية دمج مداران ذریان او اكثر لينتج مدارات مهجنة (Hybrid Orbitals) لها خصائص مختلفة.
لذلك كان لا بد من التحول عن نظرية رابطة التكافؤ (VBT) مـن خـلال مـفـهـوم تداخل المدارات الثرية البسيطة ، إلى نظرية التكافؤ التي تقوم على تداخل المدارات الذرية المهجنة (Hybrid Orbitals) ، وهذه العملية تسمى Hybridization
