الصيغة الهيكلية الإلكترونية للفلور. كتالوج الملفات في الكيمياء

دعونا نتعرف على كيفية إنشاء الصيغة الإلكترونية لعنصر كيميائي. هذا السؤال مهم وذو صلة، لأنه يعطي فكرة ليس فقط عن البنية، ولكن أيضًا عن الجسدي والمفترض الخواص الكيميائيةالذرة المعنية.

قواعد التجميع

من أجل تكوين صيغة رسومية وإلكترونية لعنصر كيميائي، فمن الضروري أن يكون لديك فهم لنظرية التركيب الذري. في البداية، هناك مكونان رئيسيان للذرة: النواة والإلكترونات السالبة. تشتمل النواة على النيوترونات التي ليس لها شحنة، وكذلك البروتونات التي لها شحنة موجبة.

مناقشة كيفية تكوين وتحديد الصيغة الإلكترونية للعنصر الكيميائي، نلاحظ أنه للعثور على عدد البروتونات في النواة، ستكون هناك حاجة إلى نظام مندليف الدوري.

يتوافق عدد العنصر مع عدد البروتونات الموجودة في نواته. يحدد عدد الفترة التي توجد فيها الذرة عدد طبقات الطاقة التي توجد عليها الإلكترونات.

تحديد عدد النيوترونات الخالية من الشحنة الكهربائيةفمن الضروري طرح عدده الذري (عدد البروتونات) من الكتلة النسبية لذرة العنصر.

تعليمات

من أجل فهم كيفية تكوين الصيغة الإلكترونية لعنصر كيميائي، فكر في قاعدة ملء المستويات الفرعية بالجزيئات السالبة، التي صاغها كليتشكوفسكي.

اعتمادًا على مقدار الطاقة الحرة الموجودة في المدارات الحرة، يتم تجميع سلسلة تميز تسلسل مستويات الملء بالإلكترونات.

يحتوي كل مدار على إلكترونين فقط، يتم ترتيبهما في دورانات عكسية.

من أجل التعبير عن هيكل الأصداف الإلكترونية، يتم استخدام الصيغ الرسومية. كيف تبدو الصيغ الإلكترونية للذرات؟ العناصر الكيميائية؟ كيفية إنشاء خيارات الرسم؟ يتم تضمين هذه الأسئلة في دورة الكيمياء المدرسية، لذلك سنتناولها بمزيد من التفصيل.

هناك مصفوفة (أساس) معينة يتم استخدامها عند إعداد الصيغ الرسومية. يتميز المدار s بخلية كمومية واحدة فقط، حيث يوجد إلكترونين مقابل بعضهما البعض. يتم الإشارة إليها بيانيا بواسطة الأسهم. بالنسبة للمدار p، تم تصوير ثلاث خلايا، تحتوي كل منها أيضًا على إلكترونين، والمدار d يحتوي على عشرة إلكترونات، والمدار f مملوء بأربعة عشر إلكترونًا.

أمثلة على تجميع الصيغ الإلكترونية

دعونا نواصل المحادثة حول كيفية تكوين الصيغة الإلكترونية لعنصر كيميائي. على سبيل المثال، تحتاج إلى إنشاء صيغة رسومية وإلكترونية لعنصر المنغنيز. أولا دعونا نحدد الموقف من هذا العنصرفي الجدول الدوري. عدده الذري 25، وبالتالي يوجد 25 إلكترونًا في الذرة. المنغنيز هو عنصر الدورة الرابعة، وبالتالي لديه أربعة مستويات الطاقة.

كيف تكتب الصيغة الإلكترونية للعنصر الكيميائي؟ نكتب علامة العنصر وكذلك الرقم التسلسلي الخاص به. باستخدام قاعدة كليتشكوفسكي، نقوم بتوزيع الإلكترونات بين مستويات الطاقة والمستويات الفرعية. ونضعها بالتتابع في المستوى الأول والثاني والثالث، مع وضع إلكترونين في كل خلية.

بعد ذلك، نجمعها، ونحصل على 20 قطعة. تمتلئ المستويات الثلاثة بالكامل بالإلكترونات، ويبقى خمسة إلكترونات فقط في المستوى الرابع. مع الأخذ في الاعتبار أن كل نوع من المدارات لديه احتياطي الطاقة الخاص به، فإننا نقوم بتوزيع الإلكترونات المتبقية على المستويين الفرعيين 4s و 3d. ونتيجة لذلك، فإن الصيغة الرسومية الإلكترونية النهائية لذرة المنغنيز لها الشكل التالي:

1s2 / 2s2، 2p6 / 3s2، 3p6 / 4s2، 3d3

أهمية عملية

باستخدام الصيغ الرسومية الإلكترونية، يمكنك أن ترى بوضوح عدد الإلكترونات الحرة (غير المتزاوجة) التي تحدد تكافؤ عنصر كيميائي معين.

نحن نقدم خوارزمية عامة من الإجراءات التي يمكنك من خلالها إنشاء صيغ رسومية إلكترونية لأي ذرات موجودة في الجدول الدوري.

أولا وقبل كل شيء، من الضروري تحديد عدد الإلكترونات باستخدام الجدول الدوري. يشير رقم الفترة إلى عدد مستويات الطاقة.

يرتبط الانتماء إلى مجموعة معينة بعدد الإلكترونات الموجودة في مستوى الطاقة الخارجي. يتم تقسيم المستويات إلى مستويات فرعية ويتم ملؤها مع مراعاة قاعدة كليتشكوفسكي.

خاتمة

من أجل تحديد احتمالات التكافؤ لأي عنصر كيميائي موجود في الجدول الدوري، من الضروري تجميع صيغة رسومية إلكترونية لذرته. ستسمح لك الخوارزمية المذكورة أعلاه بالتعامل مع المهمة وتحديد المواد الكيميائية و الخصائص الفيزيائيةذرة.

يسمى التمثيل التقليدي لتوزيع الإلكترونات في السحابة الإلكترونية حسب المستويات والمستويات الفرعية والمدارات الصيغة الإلكترونية للذرة.

قواعد مبنية على|مبنية على| التي|التي| مكياج|تسليم| الصيغ الإلكترونية

1. مبدأ الحد الأدنى من الطاقة: كلما قلت طاقة النظام، كلما كان أكثر استقرارا.

2. حكم كليتشكوفسكي: توزيع الإلكترونات بين المستويات والمستويات الفرعية للسحابة الإلكترونية يحدث بترتيب تصاعدي لقيمة مجموع أرقام الكم الرئيسية والمدارية (n + 1). إذا كانت القيم متساوية (n + 1)، يتم ملء المستوى الفرعي الذي لديه قيمة n الأصغر أولاً.

1 s 2 s p 3 s p d 4 s p d f 5 s p d f 6 s p d f 7 s p d f رقم المستوى n 1 2 2 3 3 3 4 4 4 4 5 5 5 5 6 6 6 6 7 7 7 7 مداري 1* 0 0 1 0 1 2 0 1 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 عدد كمي

ن+1| 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10

سلسلة كليتشكوفسكي

1* - أنظر الجدول رقم 2.

3. حكم هوند: عند ملء المدارات من مستوى فرعي واحد المستويات الدنياتتوافق الطاقة مع ترتيب الإلكترونات ذات الدوران المتوازي.

تجميع|يمر| الصيغ الإلكترونية

السلسلة المحتملة:1 s 2 s p 3 s p d 4 s p d f 5 s p d f 6 s p d f 7 s p d f

(ن+1|) 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10

سلسلة كليتشكوفسكي

ترتيب تعبئة الإلكترونيات 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 7s 2 5f 14 ..

(ن+ل|) 1 2 3 3 4 4 5 5 5 6 6 6 7 7 7 7 8.

الصيغة الإلكترونية 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 d 10 4s 2 p 6 d 10 f 14 5s 2 p 6 d 10 f 14 6s 2 p 6 d 10 f 14 7s 2 p 6 d 10 f 14 8 ...

(ن+1|) 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10

محتوى المعلومات من الصيغ الإلكترونية

1. موضع العنصر في الدوري|الدوري| نظام.

2. الدرجات الممكنة| أكسدة العنصر.

3. الطابع الكيميائي للعنصر.

4. التركيب|المستودع| وخصائص اتصالات العناصر.

موقع العنصر في الدورة الدورية|دورية|نظام دي آي مندليف:

أ) رقم الفترةالذي يقع فيه العنصر يتوافق مع عدد المستويات التي توجد عليها الإلكترونات ؛

ب) رقم المجموعة، الذي ينتمي إليه عنصر معين، يساوي مجموع إلكترونات التكافؤ. إلكترونات التكافؤ لذرات العناصر s و p هي إلكترونات المستوى الخارجي. إلى عن على د – العناصر هذه هي إلكترونات المستوى الخارجي والمستوى الفرعي غير المملوء من المستوى السابق.

الخامس) الأسرة الإلكترونيةيتحدد برمز المستوى الفرعي الذي يصل إليه الإلكترون الأخير (s-، p-، d-، f-).

ز) مجموعة فرعيةيتم تحديدها من خلال الانتماء إلى العائلة الإلكترونية: عناصر s - و p - تحتل المجموعات الفرعية الرئيسية، وعناصر d - ثانوية، و - عناصر تحتل أقسامًا منفصلة في الجزء السفلي من الجدول الدوري (الأكتينيدات واللانثانيدات).

2. درجات ممكنة| أكسدة العناصر.

حالة الأكسدةهي الشحنة التي تكتسبها الذرة عندما تتخلى عن الإلكترونات أو تكتسبها.

تكتسب الذرات التي تمنح الإلكترونات شحنة موجبة، وهي تساوي عدد الإلكترونات المتحررة (شحنة الإلكترون (-1)

Z E 0 – ne  Z E + n

الذرة التي تخلت عن الإلكترونات تتحول إلى الكاتيون(أيون موجب الشحنة). تسمى عملية إزالة الإلكترون من الذرة عملية التأين.تسمى الطاقة اللازمة لتنفيذ هذه العملية طاقة التأين (إيون، فولت).

أول من ينفصل عن الذرة هو إلكترونات المستوى الخارجي، التي ليس لها زوج في المدار - غير مقترنة. وفي ظل وجود مدارات حرة ضمن مستوى واحد، وتحت تأثير الطاقة الخارجية، فإن الإلكترونات التي شكلت أزواجاً عند هذا المستوى تنفصل ثم تنفصل جميعها معاً. تسمى عملية فك الاقتران، التي تحدث نتيجة امتصاص جزء من الطاقة بواسطة أحد إلكترونات الزوج وانتقاله إلى مستوى فرعي أعلى، عملية الإثارة.

أكبر عدد من الإلكترونات التي يمكن للذرة التبرع بها يساوي عدد إلكترونات التكافؤ ويتوافق مع عدد المجموعة التي يقع فيها العنصر. تسمى الشحنة التي تكتسبها الذرة بعد فقدان جميع إلكترونات التكافؤ بها أعلى حالة الأكسدةذرة.

بعد الإفراج|الفصل| يصبح مستوى التكافؤ الخارجي|يصبح| المستوى الذي|ماذا| سبق التكافؤ. هذا مستوى مملوء بالكامل بالإلكترونات، وبالتالي|وبالتالي| مستقرة بقوة.

إن ذرات العناصر التي تحتوي على من 4 إلى 7 إلكترونات على المستوى الخارجي تحقق حالة مستقرة من الطاقة ليس فقط عن طريق منح الإلكترونات، ولكن أيضًا عن طريق إضافتها. ونتيجة لذلك، يتم تشكيل المستوى (.ns 2 ص 6) - حالة غاز خامل مستقرة.

الذرة التي أضافت الإلكترونات تكتسب سلبيدرجةأكسدة- الشحنة السالبة وهي تساوي عدد الإلكترونات المقبولة.

Z E 0 + ne  Z E - n

عدد الإلكترونات التي يمكن للذرة إضافتها يساوي الرقم (8 –N|)، حيث N هو رقم المجموعة التي|التي| العنصر (أو عدد إلكترونات التكافؤ) الموجود.

يصاحب عملية إضافة الإلكترونات إلى الذرة إطلاق طاقة، وهو ما يسمى الألفة للإلكترون (Esaffinity،إي بي).

التكوين الإلكتروني للذرةهي صيغة توضح ترتيب الإلكترونات في الذرة حسب المستويات والمستويات الفرعية. بعد دراسة المقال ستتعرف على مكان وكيفية تواجد الإلكترونات، وتتعرف على أعداد الكم وتكون قادرًا على بناء التكوين الإلكتروني للذرة من خلال رقمها، وفي نهاية المقال يوجد جدول للعناصر.

لماذا دراسة التكوين الإلكتروني للعناصر؟

الذرات تشبه مجموعة البناء: هناك عدد معين من الأجزاء، وهي تختلف عن بعضها البعض، ولكن جزأين من نفس النوع متماثلان تمامًا. لكن مجموعة البناء هذه أكثر إثارة للاهتمام من المجموعة البلاستيكية، وإليكم السبب. يتغير التكوين اعتمادًا على من هو قريب. على سبيل المثال، الأكسجين بجانب الهيدروجين ربمايتحول إلى ماء، وعندما يكون بالقرب من الصوديوم يتحول إلى غاز، وعندما يكون بالقرب من الحديد يتحول بالكامل إلى صدأ. للإجابة على سؤال لماذا يحدث هذا والتنبؤ بسلوك ذرة بجانب أخرى، لا بد من دراسة التكوين الإلكتروني، وهو ما سيتم مناقشته أدناه.

كم عدد الإلكترونات الموجودة في الذرة؟

تتكون الذرة من نواة تدور حولها إلكترونات، وتتكون النواة من بروتونات ونيوترونات. في الحالة المحايدة، يكون لكل ذرة عدد من الإلكترونات يساوي عدد البروتونات الموجودة في نواتها. يتم تحديد عدد البروتونات من خلال العدد الذري للعنصر، على سبيل المثال، يحتوي الكبريت على 16 بروتونًا - وهو العنصر السادس عشر في الجدول الدوري. يحتوي الذهب على 79 بروتونًا، وهو العنصر رقم 79 في الجدول الدوري. وعليه، فإن الكبريت لديه 16 إلكترونًا في الحالة المحايدة، والذهب لديه 79 إلكترونًا.

أين تبحث عن الإلكترون؟

من خلال مراقبة سلوك الإلكترون، تم استخلاص أنماط معينة، تم وصفها بأرقام الكم، وهناك أربعة في المجموع:

• عدد الكم الرئيسي
• رقم الكم المداري
• عدد الكم المغناطيسي
• تدور عدد الكم

مداري

علاوة على ذلك، بدلاً من كلمة مدار، سنستخدم مصطلح "المدار"؛ المدار هو الدالة الموجية للإلكترون؛ وهي تقريبًا المنطقة التي يقضي فيها الإلكترون 90% من وقته.

ن - المستوى
لام - قذيفة
م ل - الرقم المداري
M s - الإلكترون الأول أو الثاني في المدار

رقم الكم المداري l

ونتيجة لدراسة السحابة الإلكترونية، وجدوا أنه اعتمادًا على مستوى الطاقة، تأخذ السحابة أربعة أشكال رئيسية: كرة، ودمبل، وشكلين آخرين أكثر تعقيدًا. ومن أجل زيادة الطاقة، تسمى هذه الأشكال s- وp- وd- وf-shell. يمكن أن تحتوي كل من هذه الأصداف على مدارات واحدة (on s) و3 (on p) و5 (on d) و7 (on f). رقم الكم المداري هو الغلاف الذي توجد فيه المدارات. يأخذ رقم الكم المداري للمدارات s وp وd وf القيم 0,1,2 أو 3 على التوالي.

يوجد مدار واحد على الغلاف s (L=0) - إلكترونين
هناك ثلاثة مدارات على الغلاف p (L=1) - ستة إلكترونات
هناك خمسة مدارات على الغلاف d (L=2) - عشرة إلكترونات
هناك سبعة مدارات على الغلاف f (L=3) - أربعة عشر إلكترونًا

عدد الكم المغناطيسي m l

هناك ثلاثة مدارات على الغلاف p، تم تحديدها بالأرقام من -L إلى +L، أي أنه بالنسبة للقذيفة p (L=1) هناك مدارات "-1" و"0" و"1" . يُشار إلى رقم الكم المغناطيسي بالحرف m l.

داخل الغلاف، من الأسهل أن تتواجد الإلكترونات في مدارات مختلفة، لذا فإن الإلكترونات الأولى تملأ إلكترونًا واحدًا في كل مدار، ثم يضاف زوج من الإلكترونات إلى كل واحد.

النظر في قذيفة د:
يتوافق الغلاف d مع القيمة L=2، أي خمسة مدارات (-2،-1،0،1 و2)، الإلكترونات الخمسة الأولى تملأ الغلاف مع القيم M l =-2، M ل =-1, م ل =0 , م ل =1,م ل =2.

تدور عدد الكم م ث

الدوران هو اتجاه دوران الإلكترون حول محوره، وهناك اتجاهان، وبالتالي فإن عدد الكم المغزلي له قيمتان: +1/2 و-1/2. يمكن لمستوى فرعي واحد من الطاقة أن يحتوي فقط على إلكترونين لهما دوران متضاد. يُشار إلى عدد الكم المغزلي بالـ m s

رقم الكم الرئيسي ن

رقم الكم الرئيسي هو مستوى الطاقة عند هذه اللحظةسبعة مستويات للطاقة معروفة، يشار إلى كل منها برقم عربي: 1،2،3،...7. عدد القذائف في كل مستوى يساوي رقم المستوى: هناك قذيفة واحدة في المستوى الأول، واثنتان في الثانية، وما إلى ذلك.

رقم الإلكترون

لذلك، يمكن وصف أي إلكترون بأربعة أرقام كمومية، ومجموع هذه الأرقام فريد لكل موضع من الإلكترون، خذ الإلكترون الأول، أدنى مستوى طاقة هو N = 1، في المستوى الأول هناك قذيفة واحدة، القشرة الأولى على أي مستوى لها شكل كرة (قذيفة)، أي. L=0، يمكن أن يأخذ عدد الكم المغناطيسي قيمة واحدة فقط، M l =0 وسيكون الدوران مساويًا لـ +1/2. إذا أخذنا الإلكترون الخامس (في أي ذرة كان)، فإن أرقام الكم الرئيسية له ستكون: N=2، L=1، M=-1، دوران 1/2.

تكوين الذرة.

تتكون الذرة من النواة الذريةو قذيفة الإلكترون.

تتكون نواة الذرة من بروتونات ( ع+) والنيوترونات ( ن 0). تحتوي معظم ذرات الهيدروجين على نواة تتكون من بروتون واحد.

عدد البروتونات ن(ع+) يساوي الشحنة النووية ( ز) والرقم الترتيبي للعنصر في السلسلة الطبيعية للعناصر (وفي الجدول الدوري للعناصر).

ن(ص +) = ز

مجموع النيوترونات ن(ن 0)، يُشار إليه ببساطة بالحرف ن، وعدد البروتونات زمُسَمًّى عدد جماعيويتم تحديده بالحرف أ.

أ = ز + ن

يتكون الغلاف الإلكتروني للذرة من إلكترونات تتحرك حول النواة ( ه -).

عدد الإلكترونات ن(ه-) في الغلاف الإلكتروني للذرة المحايدة يساوي عدد البروتونات زفي الصميم.

وكتلة البروتون تساوي تقريبا كتلة النيوترون و 1840 مرة كتلة الإلكترون، وبالتالي فإن كتلة الذرة تساوي تقريبا كتلة النواة.

شكل الذرة كروي. نصف قطر النواة أصغر بحوالي 100.000 مرة من نصف قطر الذرة.

عنصر كيميائي- نوع الذرات (مجموعة الذرات) التي لها نفس الشحنة النووية (مع نفس عدد البروتونات في النواة).

النظائر- مجموعة ذرات من نفس العنصر بنفس عدد النيوترونات في النواة (أو نوع من الذرة له نفس عدد البروتونات ونفس عدد النيوترونات في النواة).

وتختلف النظائر المختلفة عن بعضها البعض في عدد النيوترونات الموجودة في نوى ذراتها.

تسمية الذرة أو النظير الفردي: (رمز العنصر E)، على سبيل المثال: .

هيكل الغلاف الإلكتروني للذرة

المدار الذري- حالة الإلكترون في الذرة. رمز المدار هو . ولكل مداري سحابة إلكترونية مقابلة.

مدارات الذرات الحقيقية في الحالة الأرضية (غير المثارة) هي من أربعة أنواع: س, ص, دو F.

السحابة الإلكترونية- جزء من الفضاء الذي يمكن العثور فيه على إلكترون باحتمال 90 (أو أكثر) بالمائة.

ملحوظة: في بعض الأحيان لا يتم التمييز بين مفهومي "المدار الذري" و"السحابة الإلكترونية"، ويطلق عليهما "المدار الذري".

يتكون الغلاف الإلكتروني للذرة من طبقات. الطبقة الإلكترونيةتتكون من سحب إلكترونية بنفس الحجم. تتكون المدارات من طبقة واحدة المستوى الإلكتروني ("الطاقة").، طاقاتها هي نفسها بالنسبة لذرة الهيدروجين، ولكنها مختلفة بالنسبة للذرات الأخرى.

يتم تجميع المدارات من نفس النوع في الإلكترونية (الطاقة)المستويات الفرعية:
س- المستوى الفرعي (يتكون من واحد س-المدارات)، رمز - .
ص- المستوى الفرعي (يتكون من ثلاثة ص
د-المستوى الفرعي (يتكون من خمسة د-المدارات)، الرمز - .
F-المستوى الفرعي (يتكون من سبعة F-المدارات)، الرمز - .

طاقات المدارات من نفس المستوى الفرعي هي نفسها.

عند تعيين المستويات الفرعية يتم إضافة رقم الطبقة (المستوى الإلكتروني) إلى رمز المستوى الفرعي، على سبيل المثال: 2 س, 3ص, 5دوسائل س-المستوى الفرعي من المستوى الثاني ص-المستوى الفرعي من المستوى الثالث د-المستوى الفرعي من المستوى الخامس.

إجمالي عدد المستويات الفرعية في مستوى واحد يساوي رقم المستوى ن. إجمالي عدد المدارات على مستوى واحد يساوي ن 2. وبناء على ذلك، فإن العدد الإجمالي للسحب في طبقة واحدة يساوي أيضا ن 2 .

التسميات: - مدار حر (بدون إلكترونات)، - مدار بإلكترون غير متزاوج، - مدار بزوج إلكترون (بإلكترونين).

يتم تحديد الترتيب الذي تملأ به الإلكترونات مدارات الذرة من خلال ثلاثة قوانين للطبيعة (يتم تقديم الصيغ بمصطلحات مبسطة):

1. مبدأ الطاقة الأقل - تملأ الإلكترونات المدارات من أجل زيادة طاقة المدارات.

2. مبدأ باولي - لا يمكن أن يكون هناك أكثر من إلكترونين في مدار واحد.

3. قاعدة هوند - ضمن المستوى الفرعي، تملأ الإلكترونات المدارات الفارغة أولاً (واحدًا تلو الآخر)، وبعد ذلك فقط تشكل أزواجًا من الإلكترونات.

إجمالي عدد الإلكترونات في المستوى الإلكتروني (أو طبقة الإلكترون) هو 2 ن 2 .

يتم التعبير عن توزيع المستويات الفرعية حسب الطاقة على النحو التالي (حسب زيادة الطاقة):

1س, 2س, 2ص, 3س, 3ص, 4س, 3د, 4ص, 5س, 4د, 5ص, 6س, 4F, 5د, 6ص, 7س, 5F, 6د, 7ص ...

يتم التعبير عن هذا التسلسل بوضوح من خلال مخطط الطاقة:

يمكن وصف توزيع إلكترونات الذرة عبر المستويات والمستويات الفرعية والمدارات (التكوين الإلكتروني للذرة) كصيغة إلكترونية، أو مخطط طاقة، أو بشكل أكثر بساطة، كرسم تخطيطي لطبقات الإلكترون ("مخطط الإلكترون").

أمثلة على التركيب الإلكتروني للذرات:

إلكترونات التكافؤ- إلكترونات الذرة التي يمكنها المشاركة في تكوين الروابط الكيميائية. بالنسبة لأي ذرة، هذه هي جميع الإلكترونات الخارجية بالإضافة إلى الإلكترونات ما قبل الخارجية التي تكون طاقتها أكبر من طاقة الإلكترونات الخارجية. على سبيل المثال: تحتوي ذرة الكالسيوم على 4 إلكترونات خارجية س 2، وهم أيضا التكافؤ. تحتوي ذرة الحديد على 4 إلكترونات خارجية س 2 ولكن لديه 3 د 6، وبالتالي فإن ذرة الحديد لديها 8 إلكترونات التكافؤ. صيغة التكافؤ الإلكترونية لذرة الكالسيوم هي 4 س 2، وذرات الحديد - 4 س 2 3د 6 .

الجدول الدوري للعناصر الكيميائية بقلم D. I. Mendeleev
(النظام الطبيعي للعناصر الكيميائية)

القانون الدوري للعناصر الكيميائية(الصياغة الحديثة): تعتمد خصائص العناصر الكيميائية وكذلك المواد البسيطة والمعقدة التي تتكون منها بشكل دوري على قيمة شحنة النوى الذرية.

الجدول الدوري- التعبير البياني للقانون الدوري.

سلسلة طبيعية من العناصر الكيميائية- سلسلة من العناصر الكيميائية مرتبة حسب زيادة عدد البروتونات في نوى ذراتها، أو ما شابه ذلك حسب زيادة شحنات نوى هذه الذرات. الرقم التسلسلي للعنصر في هذا الصف يساوي العددالبروتونات الموجودة في نواة أي ذرة من ذلك العنصر.

يتم إنشاء جدول العناصر الكيميائية عن طريق "تقطيع" السلسلة الطبيعية للعناصر الكيميائية فترات(صفوف الجدول الأفقية) ومجموعات (أعمدة الجدول الرأسية) للعناصر ذات التركيب الإلكتروني المماثل للذرات.

اعتمادًا على الطريقة التي تجمع بها العناصر في مجموعات، قد يكون الجدول كذلك فترة طويلة(يتم جمع العناصر التي لها نفس عدد ونوع إلكترونات التكافؤ في مجموعات) و فترة قصيرة(يتم جمع العناصر التي لها نفس عدد إلكترونات التكافؤ في مجموعات).

تنقسم مجموعات الجدول القصير المدة إلى مجموعات فرعية ( رئيسيو جانب)، بالتزامن مع مجموعات الجدول الدوري الطويل.

جميع ذرات العناصر من نفس الدورة لها نفس عدد طبقات الإلكترون، وهو ما يعادل عدد الدورة.

عدد العناصر في الدورة: 2، 8، 8، 18، 18، 32، 32. أغلب عناصر الدورة الثامنة تم الحصول عليها صناعيا، أما العناصر الأخيرة لهذه الفترة فلم يتم تركيبها بعد. جميع الفترات ما عدا الأولى تبدأ بعنصر تكوين فلز قلوي (Li، Na، K، إلخ) وتنتهي بعنصر تكوين غاز خامل (He، Ne، Ar، Kr، إلخ).

يوجد في جدول الدورة القصيرة ثماني مجموعات، تنقسم كل منها إلى مجموعتين فرعيتين (رئيسية وثانوية)، في جدول الدورة الطويلة توجد ستة عشر مجموعة، مرقمة بالأرقام الرومانية بالحرف A أو B، ل على سبيل المثال: IA، IIIB، VIA، VIIB. تتوافق المجموعة IA من الجدول الطويل مع المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الأولى من الجدول القصير؛ المجموعة VIIB - المجموعة الفرعية الثانوية للمجموعة السابعة: الباقي - بالمثل.

تتغير خصائص العناصر الكيميائية بشكل طبيعي في المجموعات والفترات.

في الفترات (مع زيادة الرقم التسلسلي)

• تزداد الشحنة النووية
• يزداد عدد الإلكترونات الخارجية
• يتناقص نصف قطر الذرات ،
• تزداد قوة الرابطة بين الإلكترونات والنواة (طاقة التأين)،
• تزداد السالبية الكهربية،
• يتم تعزيز الخصائص المؤكسدة للمواد البسيطة ("غير المعدنية")،
• تضعف خصائص الاختزال للمواد البسيطة ("المعدنية")،
• يضعف الطابع الأساسي للهيدروكسيدات والأكاسيد المقابلة،
• يزداد الطابع الحمضي للهيدروكسيدات والأكاسيد المقابلة.

في مجموعات (مع زيادة الرقم التسلسلي)

• تزداد الشحنة النووية
• يزداد نصف قطر الذرات (فقط في المجموعات A)،
• تقل قوة الرابطة بين الإلكترونات والنواة (طاقة التأين؛ فقط في المجموعات أ)،
• تنخفض السالبية الكهربية (فقط في المجموعات A) ،
• تضعف الخصائص المؤكسدة للمواد البسيطة ("غير المعدنية"؛ فقط في المجموعات A)،
• يتم تعزيز خصائص الاختزال للمواد البسيطة ("المعدنية"؛ فقط في المجموعات A)،
• يزداد الطابع الأساسي للهيدروكسيدات والأكاسيد المقابلة (فقط في المجموعات A)،
• يضعف الطابع الحمضي للهيدروكسيدات والأكاسيد المقابلة (فقط في المجموعات A)،
• يتناقص استقرار مركبات الهيدروجين (يزداد نشاطها المختزل؛ فقط في المجموعات A).

المهام والاختبارات حول موضوع "الموضوع 9. "بنية الذرة. القانون الدوري والنظام الدوري للعناصر الكيميائية بقلم D. I. Mendeleev (PSHE) "."

• القانون الدوري - القانون الدوري وبنية الذرات، الصفوف 8-9
  يجب أن تعرف: قوانين ملء المدارات بالإلكترونات (مبدأ الطاقة الأقل، مبدأ باولي، قاعدة هوند)، بنية الجدول الدوري للعناصر.

  يجب أن تكون قادرًا على: تحديد تركيب الذرة من خلال موقع العنصر في الجدول الدوري، وعلى العكس من ذلك، العثور على عنصر في النظام الدوري، ومعرفة تركيبه؛ تصوير مخطط الهيكل والتكوين الإلكتروني للذرة والأيون، وعلى العكس من ذلك، تحديد موضع العنصر الكيميائي في أحداث الاحتواء المتعلقة بسلامة العمليات من المخطط والتكوين الإلكتروني؛ وصف العنصر والمواد التي يتكون منها وفقًا لموقعه في حدث الاحتواء المتعلق بسلامة العملية؛ تحديد التغيرات في نصف قطر الذرات وخصائص العناصر الكيميائية والمواد التي تشكلها خلال فترة واحدة ومجموعة فرعية رئيسية واحدة من النظام الدوري.

  مثال 1.تحديد عدد المدارات في مستوى الإلكترون الثالث. ما هي هذه المدارات؟
  لتحديد عدد المدارات، نستخدم الصيغة نالمدارات = ن 2 حيث ن- رقم المستوى. نالمدارات = 3 2 = 9. واحد 3 س-، ثلاثة 3 ص- وخمسة 3 د-المدارات.

  مثال 2.حدد ذرة العنصر التي لها الصيغة الإلكترونية 1 س 2 2س 2 2ص 6 3س 2 3ص 1 .
  من أجل تحديد العنصر، تحتاج إلى معرفة العدد الذري له، وهو ما يعادل العدد الإجمالي للإلكترونات في الذرة. في هذه الحالة: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. هذا هو الألومنيوم.

  بعد التأكد من تعلم كل ما تحتاجه، انتقل إلى إكمال المهام. نتمنى لك النجاح.

  
  اقتراحات للقراءة:
  • O. S. Gabrielyan وآخرون الكيمياء الصف الحادي عشر. م.، الحبارى، 2002؛
  • جي إي رودزيتيس، إف جي فيلدمان. الكيمياء الصف الحادي عشر. م. التربية، 2001.

وهي مكتوبة على شكل ما يسمى بالصيغ الإلكترونية. في الصيغ الإلكترونية، تشير الحروف s، p، d، f إلى مستويات الطاقة الفرعية للإلكترونات؛ تشير الأرقام الموجودة أمام الحروف إلى مستوى الطاقة الذي يقع فيه إلكترون معين، والمؤشر الموجود في أعلى اليمين هو عدد الإلكترونات في مستوى فرعي معين. لتركيب الصيغة الإلكترونية لذرة أي عنصر يكفي معرفة رقم هذا العنصر في الجدول الدوري واتباع المبادئ الأساسية التي تحكم توزيع الإلكترونات في الذرة.

يمكن أيضًا تصوير بنية الغلاف الإلكتروني للذرة في شكل رسم تخطيطي لترتيب الإلكترونات في خلايا الطاقة.

بالنسبة لذرات الحديد، هذا المخطط له الشكل التالي:

يوضح هذا الرسم البياني بوضوح تنفيذ قاعدة هوند. في المستوى الفرعي ثلاثي الأبعاد، يكون الحد الأقصى لعدد الخلايا (أربعة) مملوءًا بالإلكترونات غير المتزاوجة. إن صورة بنية الغلاف الإلكتروني في الذرة على شكل صيغ إلكترونية وعلى شكل رسوم بيانية لا تعكس بشكل واضح الخصائص الموجية للإلكترون.

- صياغة القانون الدوري وتعديلاتهنعم. مندليف : إن خصائص الأجسام البسيطة، وكذلك أشكال وخصائص مركبات العناصر، تعتمد بشكل دوري على حجم الأوزان الذرية للعناصر.

الصياغة الحديثة للقانون الدوري: خصائص العناصر، وكذلك أشكال وخصائص مركباتها، تعتمد بشكل دوري على حجم شحنة نواة ذراتها.

وهكذا، تبين أن الشحنة الموجبة للنواة (وليس الكتلة الذرية) هي الحجة الأكثر دقة التي تعتمد عليها خصائص العناصر ومركباتها

التكافؤ- هذا هو عدد الروابط الكيميائية التي ترتبط بها ذرة بأخرى.
إمكانيات التكافؤيتم تحديد الذرات من خلال عدد الإلكترونات غير المتزاوجة ووجود المدارات الذرية الحرة على المستوى الخارجي. يحدد هيكل مستويات الطاقة الخارجية لذرات العناصر الكيميائية بشكل أساسي خصائص ذراتها. ولذلك، تسمى هذه المستويات مستويات التكافؤ. يمكن للإلكترونات من هذه المستويات، وأحيانًا المستويات ما قبل الخارجية، أن تشارك في تكوين الروابط الكيميائية. وتسمى هذه الإلكترونات أيضًا بإلكترونات التكافؤ.

التكافؤ الكيميائيعنصر كيميائي - هذا هو عدد المكافئات التي يمكن أن ترتبط بها ذرة معينة بنفسها، أو عدد المكافئات في الذرة.

يتم تحديد المكافئات بعدد ذرات الهيدروجين المرتبطة أو المستبدلة، وبالتالي فإن التكافؤ المتكافئ يساوي عدد ذرات الهيدروجين التي تتفاعل معها ذرة معينة. ولكن ليس كل العناصر تتفاعل بحرية، ولكن جميعها تقريبًا تتفاعل مع الأكسجين، لذلك يمكن تعريف التكافؤ الكيميائي على أنه ضعف عدد ذرات الأكسجين المرتبطة.

على سبيل المثال، التكافؤ الكيميائي للكبريت في كبريتيد الهيدروجين H 2 S هو 2، في أكسيد SO 2 - 4، في أكسيد SO 3 -6.

عند تحديد التكافؤ الكيميائي لعنصر ما باستخدام صيغة مركب ثنائي، ينبغي للمرء أن يسترشد بالقاعدة: يجب أن يكون التكافؤ الإجمالي لجميع ذرات عنصر واحد مساوياً للتكافؤ الإجمالي لجميع ذرات عنصر آخر.

حالة الأكسدةأيضًا يميز تكوين المادة ويساوي التكافؤ الكيميائي مع علامة زائد (لمعدن أو عنصر أكثر إيجابية كهربية في الجزيء) أو ناقص.

1. ب مواد بسيطةحالة أكسدة العناصر هي صفر.

2. حالة أكسدة الفلور في جميع المركبات هي -1. الهالوجينات المتبقية (الكلور والبروم واليود) مع المعادن والهيدروجين والعناصر الأخرى الأكثر إيجابية كهربائيًا لها أيضًا حالة أكسدة تبلغ -1، ولكن في المركبات التي تحتوي على عناصر أكثر سالبية كهربية تكون لها أيضًا حالة أكسدة القيم الإيجابيةالأكسدة.

3. الأكسجين في المركبات لديه حالة أكسدة -2؛ الاستثناءات هي بيروكسيد الهيدروجين H 2 O 2 ومشتقاته (Na 2 O 2، BaO 2، وما إلى ذلك، حيث يكون للأكسجين حالة أكسدة -1، وكذلك فلوريد الأكسجين 2، حيث تكون حالة أكسدة الأكسجين هو +2.

4. العناصر القلوية (Li، Na، K، إلخ) وعناصر المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الثانية من الجدول الدوري (Be، Mg، Ca، إلخ) لها دائمًا حالة أكسدة مساوية لرقم المجموعة، أي هو، +1 و +2، على التوالي.

5. جميع عناصر المجموعة الثالثة، باستثناء الثاليوم، لها حالة أكسدة ثابتة تساوي رقم المجموعة، أي. +3.

6. أعلى حالة أكسدة للعنصر تساوي رقم المجموعة في الجدول الدوري، وأقلها هو الفرق: رقم المجموعة - 8. على سبيل المثال، أعلى درجةوأكسدة النيتروجين (توجد في المجموعة الخامسة) هي +5 (في حامض النتريك وأملاحه)، وأقلها -3 (في الأمونيا وأملاح الأمونيوم).

7. حالات الأكسدة للعناصر الموجودة في المركب تلغي بعضها البعض بحيث يكون مجموعها لجميع الذرات في الجزيء أو وحدة الصيغة المحايدة صفراً، وبالنسبة للأيون شحنته.

يمكن استخدام هذه القواعد لتحديد حالة الأكسدة غير المعروفة لعنصر في مركب إذا كانت حالات الأكسدة للعناصر الأخرى معروفة، ولإنشاء صيغ للمركبات متعددة العناصر.

حالة الأكسدة (عدد التأكسد) — قيمة تقليدية مساعدة لتسجيل عمليات الأكسدة والاختزال وتفاعلات الأكسدة والاختزال.

مفهوم حالة الأكسدةكثيرا ما تستخدم في الكيمياء غير العضويةبدلا من المفهوم التكافؤ. حالة الأكسدة للذرة تساوي القيمة العددية للشحنة الكهربائية المخصصة للذرة، على افتراض أن أزواج الإلكترونات الرابطة منحازة تمامًا نحو الذرات الأكثر سالبية كهربية (أي على افتراض أن المركب يتكون من أيونات فقط).

ويقابل رقم الأكسدة عدد الإلكترونات التي يجب إضافتها إلى الأيون الموجب ليختزل إلى ذرة متعادلة، أو طرحها من الأيون السالب لأكسدته إلى ذرة متعادلة:

آل 3+ + 3هـ − → آل
S 2− → S + 2e − (S 2− − 2e − → S)

تختلف خصائص العناصر، اعتمادًا على بنية الغلاف الإلكتروني للذرة، وفقًا لفترات ومجموعات النظام الدوري. نظرًا لأن الهياكل الإلكترونية متشابهة فقط في سلسلة من العناصر التناظرية، ولكنها ليست متطابقة، فعند الانتقال من عنصر واحد في المجموعة إلى آخر، لا يتم ملاحظة تكرار بسيط للخصائص بالنسبة لهم، ولكن يتم ملاحظة تغيرهم الطبيعي بشكل أو بآخر بوضوح .

يتم تحديد الطبيعة الكيميائية للعنصر من خلال قدرة ذرته على فقدان أو اكتساب الإلكترونات. يتم قياس هذه القدرة من خلال قيم طاقات التأين والارتباطات الإلكترونية.

طاقة التأين (E و) هو الحد الأدنى من الطاقة اللازمة لاستخراج الإلكترون وإزالته بالكامل من الذرة في الطور الغازي عند T = 0

K دون نقل الطاقة الحركية إلى الإلكترون المتحرر مع تحول الذرة إلى أيون موجب الشحنة: E + Ei = E+ + e-. طاقة التأين هي كمية موجبة ولها أقل القيم لذرات الفلزات القلوية وأعلى القيم لذرات الغازات النبيلة.

تقارب الإلكترون (E) هي الطاقة المنطلقة أو الممتصة عند إضافة إلكترون إلى الذرة في الطور الغازي عند T = 0

K مع تحول الذرة إلى أيون سالب الشحنة دون نقل الطاقة الحركية إلى الجسيم:

ه + ه- = ه- + ه.

تتمتع الهالوجينات، وخاصة الفلور، بأقصى ألفة إلكترونية (Ee = -328 كيلوجول/مول).

يتم التعبير عن قيم Ei وEe بالكيلوجول لكل مول (kJ/mol) أو بالإلكترون فولت لكل ذرة (eV).

تسمى قدرة الذرة المرتبطة على تحويل إلكترونات الروابط الكيميائية نحو نفسها، مما يؤدي إلى زيادة كثافة الإلكترون حول نفسها كهرسلبية.

تم تقديم هذا المفهوم إلى العلم بواسطة L. Pauling. كهرسلبيةيُشار إليه بالرمز ÷ ويميز ميل ذرة معينة إلى إضافة إلكترونات عندما تشكل رابطة كيميائية.

وفقًا لـ R. Maliken، تُقدر السالبية الكهربية للذرة بنصف مجموع طاقات التأين والارتباطات الإلكترونية للذرات الحرة = (Ee + Ei)/2

في الفترات هناك ميل عام لزيادة طاقة التأين والسالبية الكهربية مع زيادة شحنة النواة الذرية، وفي المجموعات تتناقص هذه القيم مع زيادة العدد الذري للعنصر.

يجب التأكيد على أنه لا يمكن تعيين قيمة سالبية كهربية ثابتة لعنصر ما، حيث أن ذلك يعتمد على العديد من العوامل، لا سيما على حالة التكافؤ للعنصر، ونوع المركب الذي يدخل فيه، وعدد ونوع الذرات المجاورة. .

نصف القطر الذري والأيوني. يتم تحديد أحجام الذرات والأيونات حسب أحجام الغلاف الإلكتروني. وفقا لمفاهيم ميكانيكا الكم، فإن الغلاف الإلكتروني ليس له حدود محددة بدقة. ولذلك، يمكن اعتبار نصف قطر الذرة الحرة أو الأيون المسافة المحسوبة نظريًا من النواة إلى موضع الحد الأقصى الرئيسي لكثافة السحب الإلكترونية الخارجية.وتسمى هذه المسافة نصف القطر المداري. ومن الناحية العملية، عادة ما يتم استخدام نصف قطر الذرات والأيونات في المركبات، ويتم حسابه بناءً على البيانات التجريبية. في هذه الحالة، يتم التمييز بين نصف قطر الذرات التساهمية والمعدنية.

إن اعتماد نصف القطر الذري والأيوني على شحنة نواة ذرة العنصر هو أمر دوري بطبيعته. في الفترات، مع زيادة العدد الذري، يميل نصف القطر إلى الانخفاض. يعتبر الانخفاض الأكبر نموذجيًا بالنسبة لعناصر الفترات القصيرة، حيث يتم ملء مستواها الإلكتروني الخارجي. في الفترات الكبيرة في عائلات العناصر d وf، يكون هذا التغيير أقل حدة، حيث يحدث امتلاء الإلكترونات في الطبقة السابقة الخارجية. وفي المجموعات الفرعية، يزداد عمومًا نصف قطر الذرات والأيونات من نفس النوع.

يعد النظام الدوري للعناصر مثالا واضحا على ظهور أنواع مختلفة من الدورية في خصائص العناصر، والتي يتم ملاحظتها أفقيا (في الفترة من اليسار إلى اليمين)، عموديا (في مجموعة، على سبيل المثال، من أعلى إلى أسفل ) ، قطريا، أي. بعض خصائص الذرة تزيد أو تنقص، ولكن الدورية تبقى.

في الفترة من اليسار إلى اليمين (→)، تزداد الخواص المؤكسدة وغير المعدنية للعناصر، وتقل الخواص المختزلة والفلزية. لذلك، من بين جميع عناصر الفترة 3، سيكون الصوديوم هو المعدن الأكثر نشاطًا وأقوى عامل اختزال، وسيكون الكلور أقوى عامل مؤكسد.

الرابطة الكيميائية- هذا هو الاتصال المتبادل بين الذرات في الجزيء، أو الشبكة البلورية، نتيجة لعمل قوى الجذب الكهربائية بين الذرات.

هذا هو التفاعل بين جميع الإلكترونات وجميع النوى، مما يؤدي إلى تكوين نظام مستقر متعدد الذرات (جذر، أيون جزيئي، جزيء، بلوري).

يتم تنفيذ الروابط الكيميائية بواسطة إلكترونات التكافؤ. وفقا للمفاهيم الحديثة، فإن الرابطة الكيميائية ذات طبيعة إلكترونية، ولكن يتم تنفيذها بطرق مختلفة. ولذلك، هناك ثلاثة أنواع رئيسية من الروابط الكيميائية: تساهمية، أيونية، معدنية.ينشأ بين الجزيئات رابطة الهيدروجين,ويحدث تفاعلات فان دير فالس.

تشمل الخصائص الرئيسية للرابطة الكيميائية ما يلي:

- طول الاتصال - هذه هي المسافة النووية بين الذرات المرتبطة كيميائيا.

ويعتمد ذلك على طبيعة الذرات المتفاعلة وتعدد الرابطة. ومع زيادة التعدد، يتناقص طول الرابطة، وبالتالي تزداد قوتها؛

- يتم تحديد تعدد الرابطة بعدد أزواج الإلكترونات التي تربط ذرتين. ومع زيادة التعددية، تزداد طاقة الربط؛

- زاوية الاتصال- الزاوية بين الخطوط المستقيمة الوهمية التي تمر عبر نواة ذرتين متجاورتين مترابطتين كيميائيا؛

طاقة السندات E SV - هذه هي الطاقة التي يتم إطلاقها أثناء تكوين رابطة معينة والمنفقة على كسرها، kJ/mol.

الرابطة التساهمية - رابطة كيميائية تتكون من مشاركة زوج من الإلكترونات بين ذرتين.

إن تفسير الرابطة الكيميائية بنشوء أزواج إلكترونية مشتركة بين الذرات شكل أساس نظرية التكافؤ المغزلي والتي أداتها هي طريقة رابطة التكافؤ (مفس) اكتشفها لويس عام 1916. للحصول على وصف ميكانيكي الكم للروابط الكيميائية وبنية الجزيئات، يتم استخدام طريقة أخرى - الطريقة المدارية الجزيئية (MMO) .

طريقة رابطة التكافؤ

المبادئ الأساسية لتكوين الروابط الكيميائية باستخدام MBC:

1. تتكون الرابطة الكيميائية من إلكترونات التكافؤ (غير المتزاوجة).

2. أصبحت الإلكترونات ذات الدوران المعاكس والمنتمية إلى ذرتين مختلفتين شائعة.

3. لا تتشكل الرابطة الكيميائية إلا إذا انخفضت الطاقة الإجمالية للنظام عند اقتراب ذرتين أو أكثر من بعضها البعض.

4. القوى الرئيسية المؤثرة في الجزيء هي من أصل كولومبي كهربائي.

5. كلما كان الاتصال أقوى، كلما زاد تداخل السحب الإلكترونية المتفاعلة.

هناك آليتان لتكوين الروابط التساهمية:

آلية الصرف.تتشكل الرابطة من خلال مشاركة إلكترونات التكافؤ لذرتين متعادلتين. تساهم كل ذرة بإلكترون واحد غير متزاوج إلى زوج إلكترون مشترك:

أرز. 7. آلية التبادل لتكوين الروابط التساهمية : أ- الغير قطبي؛ ب- قطبي

آلية المانحين والمتقبلين.توفر ذرة واحدة (المانحة) زوجًا من الإلكترونات، وتوفر الذرة الأخرى (المستقبلة) مدارًا فارغًا لذلك الزوج.

روابط، متعلموفقا لآلية المانح والمتلقي، تنتمي إلى مركبات معقدة

أرز. 8. آلية المانح والمتقبل لتكوين الرابطة التساهمية

الرابطة التساهمية لها خصائص معينة.

التشبع - خاصية الذرات لتشكيل عدد محدد بدقة من الروابط التساهمية.بسبب تشبع الروابط، الجزيئات لها تكوين معين.

الاتجاهية - ر . هـ - يتم تكوين الاتصال في اتجاه أقصى تداخل للسحب الإلكترونية . فيما يتعلق بالخط الذي يربط مراكز الذرات التي تشكل الرابطة، فإنهم يميزون: σ و π (الشكل 9): σ-bond - يتكون من تداخل AO على طول الخط الذي يربط مراكز الذرات المتفاعلة؛ الرابطة π هي رابطة تحدث في اتجاه محور عمودي على الخط المستقيم الذي يربط نواة الذرة. ويحدد اتجاه الرابطة البنية المكانية للجزيئات، أي شكلها الهندسي. التهجين - هو تغيير في شكل بعض المدارات عند تكوين رابطة تساهمية لتحقيق تداخل مداري أكثر كفاءة.الرابطة الكيميائية المتكونة بمشاركة إلكترونات المدارات الهجينة أقوى من الرابطة بمشاركة إلكترونات المدارات s و p غير الهجينة، حيث يحدث المزيد من التداخل. تتميز أنواع التهجين التالية (الشكل 10، الجدول 31): تهجين sp -يتحول مدار s ومدار p إلى مدارين "هجينين" متطابقين، وتكون الزاوية بين محوريهما 180 درجة. الجزيئات التي يحدث فيها التهجين sp لها هندسة خطية (BeCl 2).

س 2 التهجين- يتحول مدار s ومداران p إلى ثلاثة مدارات "هجينة" متطابقة، وتكون الزاوية بين محاورها 120 درجة. الجزيئات التي يحدث فيها تهجين sp 2 لها شكل هندسي مسطح (BF 3، AlCl 3).

س 3-تهجين- يتحول مدار s وثلاثة مدارات p إلى أربعة مدارات "هجينة" متطابقة، تبلغ الزاوية بين محاورها 109°28". الجزيئات التي يحدث فيها تهجين sp 3 لها هندسة رباعية السطوح (CH 4) , نه 3).

أرز. 10. أنواع تهجين مدارات التكافؤ: أ - س-تهجين مدارات التكافؤ. ب - س 2 -تهجين مدارات التكافؤ. الخامس - sp 3-تهجين مدارات التكافؤ