الرابطة التساهمية

📅 آخر تحديث: ٢٩ يوليو ٢٠٢٦
✍️ نُشر في: ٢٩ يوليو ٢٠٢٦
📷 يحتوي على 28 صور
الموسوعة الحرة
رابطة تساهمية تشكل جزيء الهيدروجين H2 ( على اليمين) حيث تتشارك ذرتا الهيدروجين الإلكترونين.

الرابطة التساهمية هي رابطة كيميائية تتضمن مشاركة الإلكترونات لتكوين أزواج إلكترونية بين الذرات . تُعرف هذه الأزواج الإلكترونية بالأزواج المشتركة أو أزواج الترابط . يُعرف التوازن المستقر بين قوى التجاذب والتنافر بين الذرات، عند مشاركتها للإلكترونات ، بالرابطة التساهمية. [ 1 ] بالنسبة للعديد من الجزيئات ، تسمح مشاركة الإلكترونات لكل ذرة بالوصول إلى ما يُعادل غلاف تكافؤ كامل، وهو ما يُقابل تكوينًا إلكترونيًا مستقرًا . في الكيمياء العضوية، تُعد الرابطة التساهمية أكثر شيوعًا من الرابطة الأيونية ، حيث تكون الذرات منفصلة وترتبط فقط عن طريق التجاذب الكهروستاتيكي .

تشمل الرابطة التساهمية أنواعًا عديدة من التفاعلات، منها الرابطة سيجما (σ) ، والرابطة باي (π) ، والرابطة بين الفلزات ، والتفاعلات الأغوستية ، والروابط المنحنية ، والروابط ثلاثية المراكز ثنائية الإلكترون، والروابط ثلاثية المراكز رباعية الإلكترون . [ 2 ] [ 3 ] وقد صاغ إيرفينغ لانغمير مصطلح "التساهمية" عام 1919، بينما استخدم نيفيل سيدجويك مصطلح "الرابطة التساهمية المشتركة" في عشرينيات القرن العشرين. ويؤرخ قاموس ميريام-ويبستر عبارة " الرابطة التساهمية " تحديدًا إلى عام 1939، [ 4 ] معترفًا بأول استخدام معروف لها. وتشير البادئة " co-" (بمعنى مشترك، مترافق) إلى أن الروابط "التساهمية المشتركة" تتضمن " تكافؤًا " مشتركًا، كما هو مفصل في نظرية رابطة التكافؤ .

في جزيء الهيدروجين٢ ،الهيدروجينالإلكترونين عبر الرابطة التساهمية. [ ٥ ] وتكون الخاصية التساهمية للرابطة، على عكس الخاصية الأيونية، في أقصى درجاتها بين الذرات ذاتالسالبية الكهربية، بغض النظر عما إذا كانت العناصر متماثلة أم لا. ويُطلق على الرابطة التساهمية التي تتضمن مشاركة الإلكترونات بين أكثر من ذرتين اسمالرابطة غير المتمركزة.

تاريخ

نشأت المفاهيم المبكرة للرابطة التساهمية من هذا النوع من الصور لجزيء الميثان . وتُستدل على الرابطة التساهمية في بنية لويس من خلال الإشارة إلى الإلكترونات المشتركة بين الذرات.

استُخدم مصطلح "التساهمية" فيما يتعلق بالترابط لأول مرة عام 1919 من قِبل إيرفينغ لانغمير في مقال نُشر في مجلة الجمعية الكيميائية الأمريكية بعنوان "ترتيب الإلكترونات في الذرات والجزيئات". وكتب لانغمير: "سنُشير بمصطلح التساهمية إلى عدد أزواج الإلكترونات التي تتشاركها ذرة معينة مع جيرانها". [ 6 ]

يمكن تتبع فكرة الرابطة التساهمية إلى جيلبرت ن. لويس قبل عام 1919 بعدة سنوات ، حيث وصف في عام 1916 مشاركة أزواج الإلكترونات بين الذرات [ 7 ] (وفي عام 1926 صاغ مصطلح " الفوتون " لأصغر وحدة من الطاقة الإشعاعية). وقدّم لويس ترميز لويس ، أو ترميز النقاط الإلكترونية ، أو بنية لويس النقطية ، حيث تُمثَّل إلكترونات التكافؤ (الإلكترونات الموجودة في الغلاف الخارجي) بنقاط حول الرموز الذرية. وتمثل أزواج الإلكترونات الموجودة بين الذرات روابط تساهمية. وتمثل الأزواج المتعددة روابط متعددة، مثل الروابط الثنائية والثلاثية . وهناك شكل تمثيل بديل، غير معروض هنا، يُمثَّل فيه أزواج الإلكترونات المُكوِّنة للرابطة بخطوط متصلة. [ 8 ]

اقترح لويس أن الذرة تُكوّن عددًا كافيًا من الروابط التساهمية لتكوين غلاف إلكتروني خارجي كامل (أو مغلق). في رسم الميثان الموضح هنا، تمتلك ذرة الكربون تكافؤًا رباعيًا، وبالتالي فهي محاطة بثمانية إلكترونات ( قاعدة الثمانية )، أربعة منها من الكربون نفسه وأربعة من ذرات الهيدروجين المرتبطة به. أما ذرة الهيدروجين فلها تكافؤ أحادي، وهي محاطة بإلكترونين (قاعدة الثنائية) - إلكترونها الخاص بالإضافة إلى إلكترون من الكربون. تتوافق أعداد الإلكترونات مع الأغلفة المكتملة في نظرية الكم للذرة؛ الغلاف الخارجي لذرة الكربون هو الغلاف n  =  2، الذي يتسع لثمانية إلكترونات، بينما الغلاف الخارجي (والوحيد) لذرة الهيدروجين هو الغلاف n  =  1، الذي يتسع لإلكترونين فقط. [ 9 ]

While the idea of shared electron pairs provides an effective qualitative picture of covalent bonding, quantum mechanics is needed to understand the nature of these bonds and predict the structures and properties of simple molecules. Walter Heitler and Fritz London are credited with the first successful quantum mechanical explanation of a chemical bond (molecular hydrogen) in 1927.[10] Their work was based on the valence bond model, which assumes that a chemical bond is formed when there is good overlap between the atomic orbitals of participating atoms.

Types of covalent bonds

Atomic orbitals (except for s orbitals) have specific directional properties leading to different types of covalent bonds. Sigma (σ) bonds are the strongest covalent bonds and are due to head-on overlapping of orbitals on two different atoms. A single bond is usually a σ bond. Pi (π) bonds are weaker and are due to lateral overlap between p (or d) orbitals. A double bond between two given atoms consists of one σ and one π bond, and a triple bond is one σ and two π bonds.[8]

Covalent bonds are also affected by the electronegativity of the connected atoms which determines the chemical polarity of the bond. Two atoms with equal electronegativity will make nonpolar covalent bonds such as H–H. An unequal relationship creates a polar covalent bond such as with H−Cl. However polarity also requires geometricasymmetry, or else dipoles may cancel out, resulting in a non-polar molecule.[8]

Covalent structures

توجد أنواع عديدة من البنى للمواد التساهمية، تشمل الجزيئات المفردة، والبنى الجزيئية ، والبنى الجزيئية الضخمة ، والبنى التساهمية العملاقة. تتميز الجزيئات المفردة بروابط قوية تربط الذرات معًا، ولكن عادةً ما تكون قوى التجاذب بين الجزيئات ضئيلة. وتكون هذه المواد التساهمية عادةً غازات، مثل HCl وSO₂ و CO₂ و CH₄ . أما في البنى الجزيئية ، فتكون قوى التجاذب ضعيفة. وتكون هذه المواد التساهمية سوائل منخفضة درجة الغليان (مثل الإيثانول )، ومواد صلبة منخفضة درجة الانصهار (مثل اليود وثاني أكسيد الكربون الصلب ). وتتميز البنى الجزيئية الضخمة بأعداد كبيرة من الذرات المرتبطة بروابط تساهمية في سلاسل، بما في ذلك البوليمرات الاصطناعية مثل البولي إيثيلين والنايلون ، والبوليمرات الحيوية مثل البروتينات والنشا . تحتوي البنى التساهمية الشبكية (أو البنى التساهمية العملاقة) على أعداد كبيرة من الذرات المرتبطة في صفائح (مثل الجرافيت )، أو بنى ثلاثية الأبعاد (مثل الماس والكوارتز ). تتميز هذه المواد بارتفاع درجات انصهارها وغليانها، وغالبًا ما تكون هشة، وتميل إلى امتلاك مقاومة كهربائية عالية . العناصر ذات الكهرسلبية العالية ، والقدرة على تكوين روابط بثلاثة أو أربعة أزواج من الإلكترونات، غالبًا ما تُشكل مثل هذه البنى الجزيئية الضخمة . [ 11 ]

الروابط أحادية وثلاثية الإلكترون

مخططات لويس ومخططات المدارات الجزيئية لرابطة ثنائية الإلكترون ورابطة ثلاثية الإلكترون

توجد الروابط التي تحتوي على إلكترون واحد أو ثلاثة إلكترونات في الأنواع الجذرية ، التي تمتلك عددًا فرديًا من الإلكترونات. أبسط مثال على رابطة أحادية الإلكترون هو كاتيون ثنائي الهيدروجين ، H₂⁺ . غالبًا ما تكون طاقة رابطة الإلكترون الواحد نصف طاقة رابطة الإلكترونين، ولذلك تُسمى "روابط نصفية". مع ذلك، توجد استثناءات: ففي حالة ثنائي الليثيوم ، تكون الرابطة أقوى في Li₂⁺ أحادي الإلكترون مقارنةً بـ Li₂ ثنائي الإلكترون . يُمكن تفسير هذا الاستثناء من خلال التهجين وتأثيرات الغلاف الداخلي. [ 12 ]

أبسط مثال على الرابطة ثلاثية الإلكترونات هو كاتيون ثنائي الهيليوم ، He⁺² . تُعتبر هذه الرابطة "نصف رابطة" لأنها تتكون من إلكترون مشترك واحد فقط (بدلاً من اثنين)؛ [ 13 ] من منظور المدارات الجزيئية، يوجد الإلكترون الثالث في مدار مضاد للترابط، مما يُلغي نصف الرابطة التي يُشكلها الإلكترونان الآخران. مثال آخر على جزيء يحتوي على رابطة ثلاثية الإلكترونات، بالإضافة إلى رابطتين ثنائيتي الإلكترونات، هو أكسيد النيتريك ، NO. يمكن أيضًا اعتبار جزيء الأكسجين، O₂ ، مُحتويًا على رابطتين ثلاثيتي الإلكترونات ورابطة ثنائية الإلكترونات، وهو ما يُفسر خاصيته البارامغناطيسية ورتبة الرابطة الرسمية التي تبلغ 2. [ 14 ] يحتوي ثاني أكسيد الكلور ونظائره الأثقل، ثاني أكسيد البروم وثاني أكسيد اليود ، أيضًا على روابط ثلاثية الإلكترونات.

تتميز الجزيئات ذات الروابط التي تحتوي على عدد فردي من الإلكترونات عادةً بنشاطها الكيميائي العالي. ولا تكون هذه الأنواع من الروابط مستقرة إلا بين الذرات ذات السالبية الكهربية المتقاربة. [ 14 ]

يُصوَّر الأكسجين الجزيئي أحيانًا على أنه يتبع قاعدة الثمانية برابطة ثنائية (O=O) تحتوي على زوجين من الإلكترونات المشتركة. [ 15 ] مع ذلك، فإن الحالة الأرضية لهذا الجزيء بارامغناطيسية ، مما يشير إلى وجود إلكترونات غير مزدوجة. اقترح باولينغ أن هذا الجزيء يحتوي في الواقع على رابطتين ثلاثيتي الإلكترونات ورابطة تساهمية عادية (ثنائية الإلكترونات). [ 16 ] يتكون غلاف الثمانية لكل ذرة من إلكترونين من كل رابطة ثلاثية الإلكترونات، بالإضافة إلى إلكتروني الرابطة التساهمية، وزوج واحد من الإلكترونات غير الرابطة. رتبة الرابطة هي 1 + 0.5 + 0.5 = 2.

هياكل لويس المعدلة بروابط ثلاثية الإلكترونات
أكسيد النيتريك
الأكسجين الجزيئي

صدى

توجد حالات لا يكفي فيها تركيب لويس واحد لتفسير التوزيع الإلكتروني في جزيء ما وخصائصه الناتجة المحددة تجريبيًا، لذا يلزم استخدام تراكب التراكيب. يمكن أن ترتبط الذرتان نفسيهما في هذه الجزيئات بروابط مختلفة في تراكيب لويس المختلفة (رابطة أحادية في أحدها، ورابطة ثنائية في آخر، أو حتى لا ترتبطان على الإطلاق)، مما ينتج عنه رتبة رابطة غير صحيحة . أيون النترات مثال على ذلك، إذ يمتلك ثلاثة تراكيب متكافئة. الرابطة بين النيتروجين وكل ذرة أكسجين هي رابطة ثنائية في أحد التراكيب ورابطة أحادية في التركيبين الآخرين ، وبالتالي فإن متوسط ​​رتبة الرابطة لكل تفاعل N–O هو 2 + 1 + 1/3 = 4/3 . [ 8 ]

العطرية

في الكيمياء العضوية ، عندما تخضع جزيئة ذات حلقة مستوية لقاعدة هوكل ، حيث يتوافق عدد إلكترونات π مع الصيغة 4n +  2  (حيث n عدد صحيح)، فإنها تكتسب استقرارًا وتناظرًا إضافيين. في البنزين ، وهو المركب العطري النموذجي، توجد 6 إلكترونات رابطة π ( n  =  1، 4n +  2  =  6  ). تشغل هذه الإلكترونات ثلاثة مدارات جزيئية π غير متمركزة ( نظرية المدارات الجزيئية ) أو تُشكّل روابط π مترافقة في بنيتين رنينيتين تتحدان خطيًا ( نظرية رابطة التكافؤ )، مما يُنتج سداسيًا منتظمًا يُظهر استقرارًا أكبر من مركب 1،3،5-سيكلوهيكساتريين الافتراضي. [ 9 ]

في حالة المركبات العطرية غير المتجانسة والبنزينات المستبدلة ، قد تهيمن اختلافات السالبية الكهربية بين أجزاء مختلفة من الحلقة على السلوك الكيميائي لروابط الحلقة العطرية، والتي تكون متكافئة في غير ذلك. [ 9 ]

فرط التكافؤ

تتميز بعض الجزيئات، مثل ثنائي فلوريد الزينون وسداسي فلوريد الكبريت، بأعداد تنسيقية أعلى مما هو ممكن في حالة الروابط التساهمية البحتة وفقًا لقاعدة الثمانية . يُفسر ذلك بنموذج الرابطة ثلاثية المراكز رباعية الإلكترونات ("3c–4e")، الذي يُفسر الدالة الموجية الجزيئية بدلالة المدارات الجزيئية الأعلى المشغولة غير الرابطة في نظرية المدارات الجزيئية، ورنين روابط سيجما في نظرية رابطة التكافؤ . [ 17 ]

نقص الإلكترونات

في الروابط ثلاثية المراكز ثنائية الإلكترون ("3c–2e") ، تتشارك ثلاث ذرات إلكترونين في الرابطة. يحدث هذا النوع من الروابط في هيدريدات البورون مثل ثنائي البوران (B₂H₆ ) ، والتي تُوصف غالبًا بأنها فقيرة بالإلكترونات لعدم وجود عدد كافٍ من إلكترونات التكافؤ لتكوين روابط موضعية (ثنائية المركز ثنائية الإلكترون) تربط جميع الذرات. مع ذلك، فإن الوصف الأحدث باستخدام روابط 3c–2e يوفر عددًا كافيًا من المدارات الرابطة لربط جميع الذرات، ما يسمح بتصنيف الجزيئات على أنها دقيقة إلكترونيًا.

تحتوي كل رابطة من هذا النوع (رابطتان لكل جزيء في ثنائي البوران) على زوج من الإلكترونات يربط ذرات البورون ببعضها البعض بشكل يشبه الموزة، مع وجود بروتون (نواة ذرة الهيدروجين) في منتصف الرابطة، يشارك الإلكترونات مع ذرتي البورون. وفي بعض المركبات العنقودية ، تم افتراض وجود ما يسمى بالروابط ثنائية الإلكترون رباعية المراكز . [ 18 ]

الوصف الميكانيكي الكمي

بعد تطور ميكانيكا الكم، طُرحت نظريتان أساسيتان لتقديم وصف كمي للرابطة الكيميائية: نظرية رابطة التكافؤ (VB) ونظرية المدارات الجزيئية (MO) . ويُقدم وصف كمي أحدث [ 19 ] بدلالة المساهمات الذرية في كثافة الحالات الإلكترونية.

مقارنة بين نظريات VB و MO

تمثل النظريتان طريقتين لبناء التوزيع الإلكتروني للجزيء. [ 20 ] في نظرية الرابطة التكافؤية، تُملأ المدارات الذرية المهجنة بالإلكترونات أولًا لتكوين توزيع تكافؤي مترابط بالكامل، ثم يُجرى تركيب خطي للبنى المساهمة ( الرنين ) إذا وُجدت عدة بنى. في المقابل، في نظرية المدارات الجزيئية، يُجرى تركيب خطي للمدارات الذرية أولًا، ثم تُملأ المدارات الجزيئية الناتجة بالإلكترونات. [ 8 ]

يُعتبر هذان النهجان متكاملين، ويُقدّم كلٌّ منهما رؤىً خاصة به حول مشكلة الروابط الكيميائية. فنظرية الرابطة التكافؤية، التي تبني الدالة الموجية الجزيئية من روابط موضعية، تُعدّ أنسب لحساب طاقات الروابط وفهم آليات التفاعل . أما نظرية المدارات الجزيئية، التي تبني الدالة الموجية الجزيئية من مدارات غير موضعية، فهي أنسب لحساب طاقات التأين وفهم نطاقات الامتصاص الطيفي . [ 21 ]

على المستوى النوعي، تحتوي كلتا النظريتين على تنبؤات غير صحيحة. تتنبأ نظرية الرابطة التكافؤية البسيطة (هايتلر-لندن) بشكل صحيح بتفكك الجزيئات ثنائية الذرة المتجانسة إلى ذرات منفصلة، ​​بينما تتنبأ نظرية المدارات الجزيئية البسيطة (هارتري-فوك) بشكل خاطئ بتفككها إلى خليط من الذرات والأيونات. من ناحية أخرى، تتنبأ نظرية المدارات الجزيئية البسيطة بشكل صحيح بقاعدة هوكل للعطرية، بينما تتنبأ نظرية الرابطة التكافؤية البسيطة بشكل خاطئ بأن سيكلوبوتاديين يمتلك طاقة رنين أكبر من البنزين. [ 22 ]

على الرغم من أن الدوال الموجية الناتجة عن النظريتين على المستوى النوعي لا تتفق ولا تتطابق مع طاقة الاستقرار المُقاسة تجريبيًا، إلا أنه يمكن تصحيحها باستخدام تفاعل التكوين . [ 20 ] ويتم ذلك بدمج دالة الرابطة التساهمية مع الدوال التي تصف جميع البنى الأيونية الممكنة، أو بدمج دالة الحالة الأرضية للمدار الجزيئي مع الدوال التي تصف جميع الحالات المثارة الممكنة باستخدام المدارات غير المشغولة. ويتضح من ذلك أن منهج المدار الجزيئي البسيط يُبالغ في تقدير أهمية البنى الأيونية، بينما يُهملها منهج الرابطة التساهمية البسيط. ويمكن وصف ذلك أيضًا بأن منهج المدار الجزيئي البسيط يُهمل ترابط الإلكترونات، بينما يُبالغ منهج الرابطة التساهمية البسيط في تقديره. [ 20 ]

تبدأ الحسابات الحديثة في الكيمياء الكمومية عادةً من المدارات الجزيئية (لكنها تتجاوزها في نهاية المطاف) بدلاً من استخدام روابط التكافؤ، ليس لتفوق جوهري للأولى، بل لأن طريقة المدارات الجزيئية أسهل في التكيف مع الحسابات العددية. المدارات الجزيئية متعامدة، مما يزيد بشكل ملحوظ من جدوى وسرعة الحسابات الحاسوبية مقارنةً بمدارات روابط التكافؤ غير المتعامدة.

التساهمية الناتجة عن المساهمة الذرية في الكثافة الإلكترونية للحالات

يعتمد تقييم قوة الرابطة التساهمية على مجموعة الأساس المستخدمة في الطرق التقريبية للكيمياء الكمية، مثل COOP (توزيع تداخل المدارات البلورية) [ 23 ] ، وCOHP (توزيع هاميلتون للمدارات البلورية) [ 24 ] ، وBCOOP (توزيع تداخل المدارات البلورية المتوازن) [ 25 ] . وللتغلب على هذه المشكلة، يمكن تقديم صيغة بديلة لقوة الرابطة على النحو التالي.

مركز الكتلة​جم(ن،ل،مل،مs){\displaystyle cm(n,l,m_{l},m_{s})}مدار ذري|ن،ل،مل،مs⟩،{\displaystyle |n,l,m_{l},m_{s}\rangle ,}مع الأعداد الكموميةن،{\displaystyle n,}⁠ ⁠ل،{\displaystyle l,}⁠ ⁠مل،{\displaystyle m_{l},}⁠ ⁠مs،{\displaystyle m_{s},}يُعرَّف معامل الذرة A على النحو التالي :

جمأ(ن،ل،مل،مs)=∫هـ0هـ1هـز|ن،ل،مل،مs⟩أ(هـ)دهـ∫هـ0هـ1ز|ن،ل،مل،مs⟩أ(هـ)دهـ{\displaystyle cm^{\mathrm {A} }(n,l,m_{l},m_{s})={\frac {\int \limits _{E_{0}}\limits ^{E_{1}}Eg_{|n,l,m_{l},m_{s}\rangle }^{\mathrm {A} }(E)dE}{\int \limits _{E_{0}}\limits ^{E_{1}}g_{|n,l,m_{l},m_{s}\rangle }^{\mathrm {A} }(E)dE}}}

أينز|ن،ل،مل،مs⟩أ(هـ){\displaystyle g_{|n,l,m_{l},m_{s}\rangle }^{\mathrm {A} }(E)}هو مساهمة المدار الذري|ن،ل،مل،مs⟩{\displaystyle |n,l,m_{l},m_{s}\rangle }نسبة الذرة A إلى إجمالي كثافة الحالات الإلكترونيةز(هـ){\displaystyle g(E)}من المادة الصلبة

ز(هـ)=∑أ∑ن،ل∑مل،مsز|ن،ل،مل،مs⟩أ(هـ){\displaystyle g(E)=\sum _{\mathrm {A} }\sum _{n,l}\sum _{m_{l},m_{s}}{g_{|n,l,m_{l},m_{s}\rangle }^{\mathrm {A} }(E)}}

حيث يمتد المجموع الخارجي على جميع الذرات A في وحدة الخلية. نافذة الطاقة[هـ0،هـ1]{\displaystyle [E_{0},E_{1}]}يتم اختيار النطاق بحيث يشمل جميع النطاقات ذات الصلة المشاركة في الرابطة. إذا كان النطاق المطلوب اختياره غير واضح، فيمكن تحديده عمليًا من خلال فحص المدارات الجزيئية التي تصف كثافة الإلكترونات على طول الرابطة المدروسة.

الوضع النسبيجنألأ،نبلب{\displaystyle C_{n_{\mathrm {A} }l_{\mathrm {A} },n_{\mathrm {B} }l_{\mathrm {B} }}}مركز كتلة|نأ،لأ⟩{\displaystyle |n_{\mathrm {A} },l_{\mathrm {A} }\rangle }مستويات الذرة A بالنسبة إلى مركز الكتلة|نب،لب⟩{\displaystyle |n_{\mathrm {B} },l_{\mathrm {B} }\rangle }مستويات الذرة B معطاة على النحو التالي

جنألأ،نبلب=-|جمأ(نأ،لأ)-جمب(نب،لب)|{\displaystyle C_{n_{\mathrm {A} }l_{\mathrm {A} },n_{\mathrm {B} }l_{\mathrm {B} }}=-\left|cm^{\mathrm {A} }(n_{\mathrm {A} },l_{\mathrm {A} })-cm^{\mathrm {B} }(n_{\mathrm {B} },l_{\mathrm {B} })\right|}

حيث يتم جمع مساهمات الأعداد الكمية المغناطيسية والدورانية. ووفقًا لهذا التعريف، فإن الموضع النسبي لمستويات A بالنسبة لمستويات B هو

جأ،ب=-|جمأ-جمب|{\displaystyle C_{\mathrm {A,B} }=-\left|cm^{\mathrm {A} }-cm^{\mathrm {B} }\right|}

حيث يمكننا، تبسيطاً للأمر، حذف الاعتماد على العدد الكمي الرئيسين{\displaystyle n}في التدوين الذي يشير إلىجنألأ،نبلب.{\displaystyle C_{n_{\mathrm {A} }l_{\mathrm {A} },n_{\mathrm {B} }l_{\mathrm {B} }}.}⁠

في هذا الشكل الرسمي، كلما زادت قيمة ⁠جأ،ب،{\displaystyle C_{\mathrm {A,B} },}كلما زاد تداخل نطاقات الذرات المختارة، وبالتالي كثافة الإلكترونات التي تصفها تلك المدارات، زادت قوة الرابطة التساهمية بين A وB. الكميةجأ،ب{\displaystyle C_{\mathrm {A,B} }}يُشار إلى ذلك على أنه التساهمية في الرابطة A-B ، والتي يتم تحديدها بنفس وحدات الطاقة .هـ{\displaystyle E}⁠ .

تأثير مماثل في الأنظمة النووية

يُعتقد أن تأثيرًا مشابهًا للرابطة التساهمية يحدث في بعض الأنظمة النووية، مع اختلاف أن الفرميونات المشتركة هي كواركات وليست إلكترونات. [ 26 ] يشير المقطع العرضي لتشتت البروتون -بروتون عالي الطاقة إلى أن تبادل الكواركات، سواءً من نوع u أو d، هو العملية السائدة للقوة النووية على مسافات قصيرة. وعلى وجه الخصوص، يتفوق هذا التبادل على تفاعل يوكاوا حيث يتم تبادل ميزون . [ 27 ] لذلك، يُتوقع أن تكون الرابطة التساهمية عن طريق تبادل الكواركات هي الآلية السائدة للترابط النووي على مسافات قصيرة عندما تشترك الهادرونات المرتبطة في كواركات تساهمية. [ 28 ]

انظر أيضاً

مراجع

  1. ↑ ويتن، كينيث و.؛ جايلي، كينيث د.؛ ديفيس، ريموند إي. (1992). "7-3 تكوين الروابط التساهمية". الكيمياء العامة (  الطبعة الرابعة). دار نشر ساوندرز كوليدج. ص  264. ISBN 0-03-072373-6.
  2. ↑ مارش، جيري (1992). الكيمياء العضوية المتقدمة: التفاعلات، والآليات، والبنية . جون وايلي وأولاده. ISBN 0-471-60180-2.
  3. ↑ غاري ل. ميسلر؛ دونالد آرثر تار (2004). الكيمياء غير العضوية . برنتيس هول. ISBN 0-13-035471-6.
  4. ↑ قاموس ميريام-ويبستر الجامعي (2000).
  5. ↑ "الروابط الكيميائية" . Hyperphysics.phy-astr.gsu.edu . تم الاطلاع عليه بتاريخ 9 يونيو 2013 .
  6. ↑ لانغمير، إيرفينغ (1919-06-01). "ترتيب الإلكترونات في الذرات والجزيئات" . مجلة الجمعية الكيميائية الأمريكية . 41 (6): 868-934 . doi : 10.1021/ja02227a002 .
  7. ↑ لويس، جيلبرت ن. (1916-04-01). "الذرة والجزيء" . مجلة الجمعية الكيميائية الأمريكية . 38 (4): 762-785 . doi : 10.1021/ja02261a002 . S2CID 95865413 . 
  8. 1 2 3 4 5 ماكموري، جون (2016). الكيمياء ( الطبعة السابعة). بيرسون. ISBN  978-0-321-94317-0.
  9. 1 2 3 برويس، باولا (2016). الكيمياء العضوية ( الطبعة الثامنة). بيرسون. ISBN  978-0-13-404228-2.
  10. ^ هيتلر، دبليو. لندن، ف. (1927). "Wechselwirkung Neutraler Atome und homöopolare Bindung nach der Quantenmechanik" [ تفاعل الذرات المحايدة والروابط المثلية القطب وفقًا لميكانيكا الكم ] . Zeitschrift für Physik . 44 ( 6– 7): 455– 472. بيب كود : 1927ZPhy...44..455H . دوى : 10.1007/bf01397394 . S2CID 119739102 . الترجمة الإنجليزية في: هيتيما، هـ. (2000). الكيمياء الكمية: أوراق علمية كلاسيكية . وورلد ساينتيفيك. ص 140. ISBN  978-981-02-2771-5تم الاطلاع عليه بتاريخ 2012-02-05 .
  11. ↑ سترانكس، د. ر.؛ هيفيرنان، م. ل.؛ لي داو، ك. س.؛ ماكتيغ، ب. ت.؛ ويذرز، ج. ر. أ. (1970). الكيمياء: نظرة هيكلية . كارلتون، فيكتوريا : مطبعة جامعة ملبورن. ص 184. ISBN  0-522-83988-6.
  12. ↑ واينهولد، ف.؛ لانديس، س. (2005). التكافؤ والترابط . كامبريدج. ص 96-100 . ISBN  0-521-83128-8.
  13. ↑ هاركورت، ريتشارد د.، محرر (2015). "الفصل 2: ​​روابط بولينغ "ثلاثية الإلكترونات"، والترابط رباعي الإلكترونات ثلاثي المراكز، والحاجة إلى نظرية "زيادة التكافؤ"". الترابط في الجزيئات الغنية بالإلكترونات: منهج نوعي لرابطة التكافؤ عبر هياكل زيادة التكافؤ . سبرينغر. ISBN 9783319166766.
  14. 1 2 بولينج، ل. (1960). طبيعة الرابطة الكيميائية . مطبعة جامعة كورنيل. ص 340-354 . 
  15. ↑ على سبيل المثال، كتاب الكيمياء العامة من تأليف آر إتش بيتروتشي، و دبليو إس هاروود، وإف جي هيرينغ (الطبعة الثامنة، برنتيس هول 2002، رقم ISBN 0-13-014329-4(ص.395) يكتب بنية لويس برابطة مزدوجة، لكنه يضيف علامة استفهام مع التفسير القائل بأن هناك بعض الشكوك حول صحة هذه البنية لأنها تفشل في تفسير المغناطيسية البارامغناطيسية الملاحظة.
  16. ↑ ل. باولينج طبيعة الرابطة الكيميائية (الطبعة الثالثة، مطبعة جامعة أكسفورد 1960) الفصل 10.
  17. ↑ واينهولد، ف.؛ لانديس، س. (2005). التكافؤ والترابط . مطبعة جامعة كامبريدج. ص 275-306 . ISBN  0521831288.
  18. ^ هوفمان، ك. بروسينك، MH. ألبرت، BR (2007). "سندات 4c-2e جديدة في B6 H − 7 ".Chemical Communications.2007(29):3097–3099.doi:10.1039/b704944g.PMID17639154. 
  19. ↑ كاماراتا، أنطونيو؛ روندينيلي، جيمس م. (21 سبتمبر 2014). "الاعتماد التساهمي لدوران الأوجه الثمانية في أكاسيد البيروفسكايت المعينية القائمة". مجلة الفيزياء الكيميائية . 141 (11): 114704. Bibcode : 2014JChPh.141k4704C . doi : 10.1063/1.4895967 . PMID 25240365 . 
  20. 1 2 3 أتكينز، ب. و. (1974). الكم: دليل للمفاهيم . مطبعة جامعة أكسفورد. ص 147-148 . ISBN  978-0-19-855493-6.
  21. ↑ جيمس د. إنجل الابن وستانلي ر. كراوتش، التحليل الطيفي الكيميائي ، برنتيس هول، 1988، رقم ISBN 0-13-826876-2
  22. ↑ أنسلين، إريك ف. (2006). الكيمياء العضوية الفيزيائية الحديثة . منشورات جامعة العلوم. ISBN 978-1-891389-31-3.
  23. ↑ هيوبانكس، تيموثي؛ هوفمان، روالد (1 مايو 2002). "سلاسل من ثماني السطوح الموليبدينومية ذات الحواف المشتركة: الترابط المعدني-المعدني في الأنظمة الممتدة". مجلة الجمعية الكيميائية الأمريكية . 105 (11): 3528-3537 . doi : 10.1021/ja00349a027 .
  24. ↑ درونسكوفسكي، ريتشارد؛ بلوشل، بيتر إي. (2002-05-01). "توزيعات هاملتون المدارية البلورية (COHP): تصوير مرئي مُحَلَّل الطاقة للروابط الكيميائية في المواد الصلبة بناءً على حسابات نظرية الكثافة الوظيفية". مجلة الكيمياء الفيزيائية . 97 (33): 8617-8624 . doi : 10.1021/j100135a014 .
  25. ↑ غريشنيف، أليكسي؛ أهوجا، راجيف؛ إريكسون، أولي (1 يناير 2003). "توزيع تداخل المدارات البلورية المتوازنة - أداة لتحليل الروابط الكيميائية في المواد الصلبة". مجلة الفيزياء: المادة المكثفة . 15 (45): 7751. رمز Bibcode : 2003JPCM...15.7751G . doi : 10.1088/0953-8984/15/45/014 . ISSN: 0953-8984 . S2CID: 250757642 .  
  26. ^ برودسكي، إس جي (2017). "الملامح الجديدة للديناميكية اللونية النووية" . المجلة الفيزيائية الأوروبية أ . 53 (3): 48. بيب كود : 2017EPJA...53...48B . دوى : 10.1140/epja/i2017-12234-5 . اوستي 1341388 . S2CID 126305939 .  
  27. ↑ برودسكي، إس. جيه.؛ مولر، إيه. إتش. (1988). "استخدام النوى لاستكشاف تكوين الهادرونات في الديناميكا اللونية الكمومية" . رسائل الفيزياء ب . 206 (4): 685. رمز Bibcode : 1988PhLB..206..685B . doi : 10.1016/0370-2693(88)90719-8 . OSTI 1448604 . 
  28. ↑ باشكانوفا، م.؛ برودسكي، س. ج.؛ كليمنت، هـ. (2013). "حالات ثنائية اللون مخفية جديدة بستة كواركات في الديناميكا اللونية الكمومية". رسائل الفيزياء ب . 727 ( 4-5 ): 438. arXiv : 1308.6404 . Bibcode : 2013PhLB..727..438B . doi : 10.1016/j.physletb.2013.10.059 . S2CID 30153514 . 

مصادر