קשר קוולנטי

מתוך ויקיפדיה, האנציקלופדיה החופשית
קפיצה אל: ניווט, חיפוש
Gnome-colors-edit-find-replace.svg יש לשכתב ערך זה. ייתכן שהערך מכיל טעויות, או שהניסוח וצורת הכתיבה שלו אינם מתאימים.
אתם מוזמנים לסייע ולתקן את הבעיות, אך אנא אל תורידו את ההודעה כל עוד לא תוקן הדף. אם אתם סבורים כי אין בדף בעיה, ניתן לציין זאת בדף השיחה.
קשר קוולנטי בין אטום פחמן וארבעה אטומי מימן, היוצר את מולקולת המתאן

קשר קוולנטי או קשר משותף הוא קשר כימי בין שתי אל מתכות.

האל מתכות משתפות ביניהן מספר אלקטרונים מאלקטרוני הערכיות שלהם. בקשר קוולנטי כל אטום משני אטומי הקשר תורם לקשר מספר זהה של אלקטרונים - ועל שם כך הקשר נקרא "קוולנטי" ("קו" - שיתוף, "וולנט" - ערכיות).

קשר קוולנטי הוא אחד משלושת סוגי הקשרים הכימיים הראשוניים, יחד עם קשר יוני וקשר מתכתי, ומהווה אחד מן הקשרים הכימיים החזקים ביותר.

אלקטרוני הקשר ממלאים יחדיו אורביטלי קשר מולקולרי, כאשר צפיפות ענן האלקטרונים באורביטלים אלו סביב אטומי הקשר יכולה להיות:

  • זהה - במקרה זה הקשר יקרא קשר קוולנטי טהור או שונה - אז הקשר ייקרא קשר קוולנטי קוטבי.

אלקטרונים[עריכת קוד מקור | עריכה]

בדומה לכל הקשרים הכימיים הראשוניים: הבסיס ליצירת קשר קוולנטי הוא השאיפה של האטומים להיות בעלי סידור אלקטרונים שלם, בו כל הקליפות והאורביטלים בהן, מלאות או ריקות לחלוטין מאלקטרונים, בדומה לסידור האלקטרונים של אטומי הגז האצילים. במקרה של מפגש בין שני אטומי אל-מתכת, האטומים מושכים את האלקטרונים אחד של השני ומספקים שאיפה זו על ידי שיתוף מספר אלקטרונים אשר יחדיו ימלאו את קליפת האלקטרונים המאוכלסת החיצונית ביותר שלהם. הרי שכל הקליפות מתחת כבר מלאות, מילוי אותה קליפה יביא לסידור אלקטרונים שלם.

סידור האלקטרונים[עריכת קוד מקור | עריכה]

כל אורביטל יכול להכיל אלקטרון בודד עד שניים. לאלקטרונים עדיף אנרגטית להתפרס באורביטלים בעלי רמת אנרגיה זהה, ביחידים. ברגע שכל האורביטלים מאוכלסים על ידי אלקטרון בודד, העדיפות האנרגטית קובעת כי אלקטרונים נוספים - ימלאו אורביטלים מאוכלסים כבר, למילויים בשני אלקטרונים. זאת בטרם מילוי אורביטלים ברמות אנרגיה גבוהות יותר.

כתוצאה מכך, באטומים אל-מתכתיים שאינם גזים אצילים, מספר האלקטרונים אשר "חסרים" לסידור אלקטרונים מלא זהה למספר האלקטרונים הבודדים. מספר זה הינו מספר הקשרים הקוולנטיים אשר האטום יכול ליצור עם אטומים אחרים.

לדוגמה: לאטום חמצן O יש ששה אלקטרונים בקליפתו החיצונית, אשר בה ארבעה אורביטלים. על כן, ישנם שני זוגות אלקטרונים (בשני אורביטלים), ושני אלקטרונים יחידים (בשני אורביטלים נפרדים). ניתן לראות הייצוג אלקטרוני הערכיות לפי דיאגרמת לואיס (אלקטרונים אלו מסומנים בנקודות סביב האטום) את התפלגות האלקטרונים:

אטום חמצן

בקשר קוולנטי, חולקים שני אטומים את האלקטרונים החופשיים שלהם ברמת האנרגיה הגבוהה ביותר, ליצירת אורביטלים משותפים (בהם זוגות אלקטרונים) המצויים בין שני האטומים. קשרים קוולנטים אותם יוצר אטום עם אטומים אחרים משלימים את מצבו האלקטרוני של האטום למצב הדומה למצבו הנייטרלי של אטום גז אציל. ישנם מקרים היוצאים מכלל זה, לדוגמה, קשר מתכתי או מקרים בהם האלקטרונים מהרמות הפנימיות משתתפים בקשר.

בין שני אטומים עשוי להיווצר קשר קוולנטי יחיד (זוג אלקטרונים משותף), כפול (שני זוגות אלקטרונים משותפים) או משולש (שלושה זוגות). קשר מרובע ומחומש עשוי להתקיים בין מתכות.

קשר קוולנטי מסומן בקווים בין שני האטומים.
דוגמאות לסימוני קשרים (לפי מספר האלקטרונים החופשיים)

קשר קוולנטי יחיד בין אטום מימן לאטום פלואור: \ H-F

קשר קוולנטי כפול בין אטום חמצן לאטום גפרית: \ O=S

קשר קוולנטי משולש בין אטום זרחן לאטום חנקן: \ P \equiv N

מבנה מרחבי[עריכת קוד מקור | עריכה]

צורתה המרחבית של המולקולה הנוצרת בזכות יצירתו של קשר קוולנטי נקבע על-פי נטייתם של זוגות האלקטרונים להיות רחוקים זה מזה ככל הניתן בשל מטענם החשמלי השלילי. לכן המרחק הרצוי הוא המרבי ובכל מבנה הזוויות הנוצרות על ידי שני אטומים הקשורים כל אחד לאטום שלישי (וכך נוצרת זווית בין 3 אטומים - שתקרא להלן "הזווית בין הקשרים") הן שוות. סביב כל אטום במולקולה כזו (מלבד מימן והליום) מצויים ארבעה אורביטלים (בלעדיים לאטום או משותפים בקשר קוולנטי) המסודרים לפיכך בפינותיו של ארבעון משוכלל (פירמידה בעלת בסיס משולש שבה כל הפאות שוות זו לזו).

כוח הדחייה של זוגות אלקטרונים שאינם קושרים קשרים קוולנטים אלא נמצאים סביב אטום אחד גדול במעט משל הזוגות היוצרים את הקשר, שכן הראשונים קרובים יותר לגרעין האטום. כמו כן, כוח הדחייה של קשר קוולנטי כפול גדול משל יחיד, וכוח הדחייה של קשר משולש גדול משל קשר כפול.

דוגמאות לסידור הזוגות במרחב:

מולקולת מתאן, שבה אטום פחמן מקושר לארבעה אטומי מימן, לכל אחד בקשר קוולנטי יחיד:

מולקולת מתאן

צורת תיאור זו היא מישורית, אך מציינת פיזור ארבעוני של הקשרים במרחב.

מולקולת אמוניה, שבה אטום חנקן, לו זוג אלקטרונים אחד ברמת האנרגיה האחרונה, מקושר לשלושה אטומי מימן, לכל אחד בקשר קוולנטי יחיד:

מולקולת אמוניה

גם במקרה זה התיאור הגרפי מציין פיזור מרחבי בצורת פירמידה. הזווית שבין כל שני קשרים קבועה, אך הזווית בין זוג האלקטרונים 'השייך' לאטום (שתי הנקודות) גדולה מעט מהזווית בין כל שני קשרים.

מולקולת מים, שבה אטום חמצן, לו שני זוגות אלקטרונים ברמת האנרגיה האחרונה, מקושר לשני אטומי מימן, לכל אחד בקשר קוולנטי יחיד:

מולקולת מים

שלושת האטומים יוצרים צורה מישורית, אך כל זוגות האלקטרונים מפוזרים במרחב בצורת ארבעון. הזווית בין הקשרים היא זווית קהה, שכן כוח הדחייה של זוגות האלקטרונים גדול יותר משל הקשר הקוולנטי.

מולקולת ציאניד, שבה אטום פחמן מקושר בקשר יחיד לאטום מימן ובקשר משולש לאטום חנקן:  H-C \equiv N:

  • למולקולה זו סידור מישורי של קו ישר.

עוצמת הקשר בין שני האטומים גדלה ככל שיש ביניהם יותר קשרים קוולנטיים. כמו כן, ככל שהאלקטרושליליות (יכולת המשיכה של אלקטרונים) של אטום מסוים גבוהה יותר, גדלה עוצמת הקשרים אותם הוא יוצר.

מכיוון שהאלקטרושליליות של היסודות השונים שונה זו מזו, בכל קשר בין אטומים (מלבד מקרים בהם המולקולה היא סימטרית לחלוטין בציר זה) לאחד האטומים כוח משיכה גדול יותר, והאלקטרונים של הקשר הקוולנטי ייטו להיות בקרבתו. כך נוצרים הבדלים יחסיים של מטען בין שני האטומים. הבדלים יחסיים אלו עשויים להשפיע על שאר הקשרים של האטומים.
לדוגמה, במולקולת הציאניד (בדוגמה לעיל), לאטום הפחמן (C) אלקטרושליליות גבוהה משל המימן (H), ולכן מטענו היחסי של המימן חיובי ושל הפחמן שלילי. כמו כן, לחנקן (N) אלקטרושליליות גבוהה משל הפחמן (C), ולכן מטענו היחסי של החנקן שלילי. מכיוון שמטענו של הפחמן שלילי בשל הקשר עם המימן, וחיובי בשל הקשר עם החנקן, מטענו הכולל הוא בקירוב נייטרלי.

קישורים חיצוניים[עריכת קוד מקור | עריכה]