أنواع الروابط الكيميائية 

مقدمة في الترابط

يصف الترابط الكيميائي مجموعة متنوعة من التفاعلات التي تربط الذرات معًا في مركبات كيميائية.

روابط كيميائية

الروابط الكيميائية هي الروابط بين الذرات في الجزيء. تتضمن هذه الروابط كلاً من التفاعلات القوية داخل الجزيئية ، مثل الروابط التساهمية والأيونية. وهي مرتبطة بقوى أضعف بين الجزيئات ، مثل تفاعلات ثنائي القطب ، وقوى تشتت لندن ، والرابطة الهيدروجينية. ستتم مناقشة القوى الأضعف في مفهوم لاحق.

الروابط التساهمية

الروابط الكيميائية هي قوى الجذب التي تربط الذرات ببعضها البعض. تتشكل الروابط عندما تتفاعل إلكترونات التكافؤ ، وهي الإلكترونات الموجودة في “الغلاف” الإلكتروني الخارجي للذرة. تعتمد طبيعة التفاعل بين الذرات على سلبيتها الكهربية النسبية. تشكل الذرات ذات القدرة الكهربية المتساوية أو المتشابهة روابط تساهمية ، حيث يتم مشاركة كثافة إلكترون التكافؤ بين الذرتين. تتواجد كثافة الإلكترون بين الذرات وتنجذب إلى النواتين. يتشكل هذا النوع من الروابط في أغلب الأحيان بين اثنين من غير المعادن.

عندما يكون هناك فرق أكبر في الكهربية مقارنة بالذرات المترابطة تساهميًا ، فإن زوج الذرات عادة ما يشكل رابطة تساهمية قطبية. لا تزال الإلكترونات مشتركة بين الذرات ، لكن الإلكترونات لا تنجذب بالتساوي إلى كلا العنصرين. نتيجة لذلك ، تميل الإلكترونات إلى أن توجد بالقرب من ذرة معينة في معظم الأوقات. مرة أخرى ، تميل الروابط التساهمية القطبية إلى الحدوث بين اللافلزات.

الرابطة الأيونية

أخيرًا ، بالنسبة للذرات ذات أكبر اختلافات في الكهربية (مثل ارتباط المعادن مع اللافلزات) ، يُطلق على تفاعل الترابط اسم أيوني ، ويتم تمثيل إلكترونات التكافؤ عادةً على أنها تنتقل من ذرة المعدن إلى اللافلزية. بمجرد نقل الإلكترونات إلى غير المعدني ، يعتبر كل من المعدن وغير المعدني أيونات. تجذب الأيونات المشحونة عكس بعضها البعض لتشكيل مركب أيوني.

الروابط والاستقرار والمركبات

التفاعلات التساهمية اتجاهية وتعتمد على التداخل المداري ، بينما التفاعلات الأيونية ليس لها اتجاه معين. يسمح كل من هذه التفاعلات للذرات المعنية باكتساب ثمانية إلكترونات في غلاف التكافؤ الخاص بها ، مما يفي بقاعدة الثمانيات ويجعل الذرات أكثر استقرارًا.

تساعد هذه الخصائص الذرية في وصف الخصائص العيانية للمركبات. على سبيل المثال ، غالبًا ما تكون المركبات التساهمية الأصغر التي يتم تجميعها معًا بواسطة روابط أضعف ناعمة ومرنة. من ناحية أخرى ، يمكن أن تكون التفاعلات التساهمية طويلة المدى قوية جدًا ، مما يجعل مركباتها شديدة التحمل. على الرغم من أن المركبات الأيونية تتكون من تفاعلات ترابط قوية ، إلا أنها تميل إلى تكوين شبكات بلورية هشة.

الرابطة الأيونية

الروابط الأيونية هي مجموعة فرعية من الروابط الكيميائية التي تنتج عن انتقال إلكترونات التكافؤ ، عادةً بين معدن وغير فلزي.

تشكيل أيون

الروابط الأيونية هي فئة من الروابط الكيميائية التي تنتج عن تبادل واحد أو أكثر من إلكترونات التكافؤ من ذرة ، عادةً معدن ، إلى أخرى ، عادةً ما تكون غير معدنية. ينتج عن تبادل الإلكترون هذا تجاذبًا إلكتروستاتيكيًا بين الذرتين يسمى الرابطة الأيونية. تُعرف الذرة التي تفقد إلكترونًا واحدًا أو أكثر من إلكترونات التكافؤ لتصبح أيونًا موجب الشحنة باسم الكاتيون ، بينما تُعرف الذرة التي تكتسب إلكترونات وتصبح سالبة الشحنة باسم الأنيون.

يسمح تبادل إلكترونات التكافؤ للأيونات بتحقيق تكوينات إلكترونية تحاكي تلك الخاصة بالغازات النبيلة ، مما يرضي قاعدة الثمانيات. تنص قاعدة الثمانيات على أن الذرة تكون أكثر استقرارًا عندما يكون هناك ثمانية إلكترونات في غلاف التكافؤ. تميل الذرات التي تحتوي على أقل من ثمانية إلكترونات إلى إرضاء قاعدة الثنائي ، بوجود إلكترونين في غلاف التكافؤ. من خلال تلبية قاعدة الثنائي أو قاعدة الثمانيات ، تكون الأيونات أكثر استقرارًا.

يشار إلى الكاتيون بشحنة موجبة (+ شيء) على يمين الذرة. يشار إلى الأنيون بشحنة سالبة عالية (- شيء) على يمين الذرة. على سبيل المثال ، إذا فقدت ذرة الصوديوم إلكترونًا واحدًا ، فستحتوي على بروتون واحد أكثر من الإلكترون ، مما يمنحها شحنة شاملة +1. الرمز الكيميائي لأيون الصوديوم هو Na ⁺¹ أو Na ⁺ فقط . وبالمثل ، إذا اكتسبت ذرة الكلور إلكترونًا إضافيًا ، فإنها تصبح أيون الكلوريد ، Cl ^– . يتكون كلا الأيونات لأن الأيون أكثر استقرارًا من الذرة بسبب قاعدة الثمانيات.

تكوين رابطة أيونية

بمجرد تكوين الأيونات المشحونة عكسيا ، فإنها تنجذب بشحناتها الموجبة والسالبة وتشكل مركبًا أيونيًا. تتشكل الروابط الأيونية أيضًا عندما يكون هناك فرق كبير في الكهربية بين ذرتين. يتسبب هذا الاختلاف في مشاركة غير متكافئة للإلكترونات بحيث تفقد ذرة واحدة إلكترونًا واحدًا أو أكثر تمامًا وتكتسب الذرة الأخرى إلكترونًا واحدًا أو أكثر ، كما هو الحال في تكوين رابطة أيونية بين ذرة فلز (صوديوم) وغير فلزية (فلور) .

تحديد صيغة المركب الأيوني

لتحديد الصيغ الكيميائية للمركبات الأيونية ، يجب استيفاء الشرطين التاليين:

1. يجب أن يلتزم كل أيون بقاعدة الثمانيات لتحقيق أقصى قدر من الاستقرار.
2. سوف تتحد الأيونات بطريقة تجعل المركب الأيوني الكلي محايدًا. بمعنى آخر ، يجب أن تتوازن شحنات الأيونات.

يتحد المغنيسيوم والفلور لتكوين مركب أيوني. ما هي صيغة المركب؟

يشكل Mg الأكثر شيوعًا أيون 2+. هذا لأن Mg يحتوي على إلكترونين تكافؤين ويريد التخلص من هذين الأيونات لإطاعة قاعدة الثماني. يحتوي الفلور على سبعة إلكترونات تكافؤ وعادة ما يشكل F ^– ion لأنه يكتسب إلكترونًا واحدًا لإرضاء قاعدة الثمانيات. عندما تتحد Mg ²⁺ و F ^– لتكوين مركب أيوني ، يجب إلغاء شحناتها. لذلك، واحدة المغنيسيوم ²⁺ يحتاج إلى F ^– أيونات لتحييد هذا الاتهام. تتم موازنة 2+ من Mg من خلال وجود اثنين من الأيونات المشحونة -1. إذن ، صيغة المركب هي MgF ₂ . يشير الرمز السفلي الثاني إلى وجود نوعين من الفلورين مرتبطين أيونيًا بالمغنيسيوم.

على النطاق العياني ، تشكل المركبات الأيونية هياكل شبكية بلورية تتميز بنقاط انصهار وغليان عالية وموصلية كهربائية جيدة عند الذوبان أو الذوبان.

مثال

يتحد المغنيسيوم والفلور لتكوين مركب أيوني. ما هي صيغة المركب؟

يشكل Mg الأكثر شيوعًا أيون 2+. هذا لأن Mg يحتوي على إلكترونين تكافؤين ويريد التخلص من هذين الأيونات لإطاعة قاعدة الثمانيات. يحتوي الفلورين على سبعة إلكترونات تكافؤ ، وعلى هذا النحو ، عادة ما يشكل F ^– أيون لأنه يكتسب إلكترونًا واحدًا لتلبية قاعدة الثمانيات. عندما تتحد Mg ²⁺ و F ^– لتكوين مركب أيوني ، يجب إلغاء شحناتها. لذلك، واحدة المغنيسيوم ²⁺ يحتاج إلى F ^– الأيونات إلى التوازن. تتم موازنة 2+ من Mg من خلال وجود اثنين من الأيونات المشحونة -1. إذن ، صيغة المركب هي MgF ₂ . يشير الرمز السفلي الثاني إلى وجود نوعين من الفلورين مرتبطين أيونيًا بالمغنيسيوم.

الروابط التساهمية

يتضمن الترابط التساهمي ذرتين ، عادة غير فلزية ، تتشاركان في إلكترونات التكافؤ.

تكوين روابط تساهمية

الروابط التساهمية هي فئة من الروابط الكيميائية حيث يتم مشاركة إلكترونات التكافؤ بين ذرتين ، عادة اثنين من اللافلزات. يسمح تكوين الرابطة التساهمية لللافلزات بالامتثال لقاعدة الثمانيات وبالتالي تصبح أكثر استقرارًا. فمثلا:

• تحتوي ذرة الفلور على سبعة إلكترونات تكافؤ. إذا كان يش��رك في إلكترون واحد مع ذرة كربون (تحتوي على أربعة إلكترونات تكافؤ) ، فسيكون للفلور ثماني بتات كاملة (إلكتروناته السبعة بالإضافة إلى الإلكترونات التي يتقاسمها مع الكربون).
• سيحتوي الكربون بعد ذلك على خمسة إلكترونات تكافؤ (أربعة إلكترونات وتقاسمها مع الفلور). يُعرف أيضًا تقاسم إلكترونين تساهميًا باسم “الرابطة الواحدة”. سيتعين على الكربون تكوين أربع روابط مفردة بأربع ذرات فلور مختلفة لملء ثماني بتاتها. والنتيجة هي CF ₄ أو رباعي فلوريد الكربون.

يتطلب الترابط التساهمي توجهاً محدداً بين الذرات من أجل تحقيق التداخل بين مدارات الترابط. تشمل تفاعلات الترابط التساهمي الترابط سيغما ( σ ) و الرابطة ( π ). روابط سيجما هي أقوى نوع من التفاعل التساهمي وتتشكل عبر تداخل المدارات الذرية على طول المحور المداري. تسمح المدارات المتداخلة للإلكترونات المشتركة بالتحرك بحرية بين الذرات. روابط Pi هي نوع أضعف من التفاعلات التساهمية وتنتج عن تداخل فصين من المدارات الذرية المتفاعلة أعلى وأسفل المحور المداري.

يمكن أن تكون الروابط التساهمية روابط مفردة ومزدوجة وثلاثية.

• تحدث الروابط الفردية عند مشاركة إلكترونين وتتكون من رابطة سيجما واحدة بين الذرتين.
• تحدث الروابط المزدوجة عندما يتم مشاركة أربعة إلكترونات بين الذرتين وتتكون من رابطة سيجما واحدة ورابطة باي واحدة.
• تحدث الروابط الثلاثية عندما يتم مشاركة ستة إلكترونات بين الذرتين وتتكون من رابطة سيجما واحدة واثنين من روابط pi (انظر المفهوم اللاحق لمزيد من المعلومات حول روابط pi و sigma).

المركبات الأيونية مقابل المركبات الجزيئية

على عكس الرابطة الأيونية ، تكون الرابطة التساهمية أقوى بين ذرتين لهما نفس القدرة الكهربية. بالنس��ة للذرات ذات القدرة الكهربية المتساوية ، ستكون الرابطة بينهما تفاعلًا تساهمية غير قطبية. في الروابط التساهمية غير القطبية ، يتم تقاسم الإلكترونات بالتساوي بين الذرتين. بالنسبة للذرات ذات القدرة الكهربية المختلفة ، ستكون الرابطة عبارة عن تفاعل تساهمية قطبية ، حيث لن يتم مشاركة الإلكترونات بالتساوي.

تتميز المواد الصلبة الأيونية عمومًا بنقاط انصهار وغليان عالية جنبًا إلى جنب مع الهياكل البلورية الهشة. من ناحية أخرى ، تحتوي المركبات التساهمية على نقاط انصهار وغليان أقل. على عكس المركبات الأيونية ، فهي غالبًا لا تذوب في الماء ولا توصل الكهرباء عند الذوبان.