شارح الدرس: الروابط التساهمية التناسقية الكيمياء • الصف الثاني الثانوي

في هذا الشارح، سوف نتعلَّم كيف نَصِف الروابط التساهمية التناسقية في الجزيئات البسيطة والمركَّبات الفلزية ونشرحها.

تتكوَّن الروابط التساهمية عندما تتشارك ذرتان لا فلزيتان إلكترونين. تُعدُّ الروابط التساهمية التناسقية نوعًا خاصًّا من الروابط التساهمية التي تتكوَّن عندما يُمنَح زوجُ إلكتروناتِ الترابطِ بواسطة إحدى الذرتين المرتبطتين فقط. تُعرَف أيضًا باسم الروابط التساهمية التساندية. تُسمَّى الذرة التي تمنح زوج الإلكترونات الحرَّ بالذرة المانحة، وتُمثِّل قاعدة لويس. تُسمَّى الذرة التي تستقبل زوج الإلكترونات الحرَّ في المدار الفارغ باسم الذرة المُستقبِلة وتُمثِّل حمض لويس.

جزيئات الأمونيا هي جزيئاتٌ متعدِّدة الذرات مُتعادِلة الشحنة، تحتوي على ذرة نيتروجين واحدة وثلاث ذرات هيدروجين. تحتوي ذرة النيتروجين على خمسة إلكترونات تكافؤ، وتُستخدَم ثلاثة من إلكترونات التكافؤ هذه في تكوين روابط تساهمية مع ثلاث ذرات هيدروجين. لا يرتبط آخِر إلكترونَي تكافؤ بأيِّ ذرة على الإطلاق. يبقى آخِر إلكترونَي تكافؤ باعتبارهما زوج إلكترونات حرًّا، ويمكن أن يشكِّلا رابطة تساهمية تناسقية مع ذرة مُستقبِلة أخرى.

يمكن أن تتحوَّل جزيئات الأمونيا إلى أيونات الأمونيوم الموجبة الشحنة ذات الصيغة الكيميائية . يحدث التحوُّل عندما تتفاعل جزيئات الأمونيا مع أيونات أو بروتونات الهيدروجين الموجبة الشحنة ():

توضِّح الصورة الآتية كيف يمكن أن يرتبط زوج الإلكترونات الحرُّ الموجود في جزيء واحد من الأمونيا مع بروتون لتكوين أيون الأمونيوم الموجب الشحنة. من المهم أن نلاحظ هنا أن الرابطة التساهمية التناسقية ممثَّلة بسهم أحادي الرأس، وأن الروابط التساهمية الأخرى ممثَّلة بخطوط مستقيمة عادية. يمكن استخدام أسهم أحادية الرأس لتمثيل الروابط التساهمية التناسقية وتمييزها عن أنواع الروابط الكيميائية الأخرى.

يمكن وصف جزيء الأمونيا بأنه قاعدة لويس في هذا التفاعل الكيميائي لأنه يمنح زوج إلكترونات حرًّا إلى أيون الهيدروجين الموجب الشحنة. يمكن وصف أيون الهيدروجين بأنه حمض لويس في هذا التفاعل الكيميائي لأنه يستقبل زوج الإلكترونات الحرَّ.

يمكن أن تكوِّن جزيئات الأمونيا أيضًا روابط تساهمية تناسقية عندما تتفاعل مع جزيئات ثلاثي فلوريد البورون (). تستطيع ذرة البورون أن تحصل على ثمانية إلكترونات في غلاف تكافؤها، وتصل إلى توزيع إلكتروني مماثل للتوزيع الإلكتروني لأقرب غاز نبيل إذا اكتسبت زوج إلكترونات حرًّا من جزيء أمونيا. يمكن تصنيف جزيء الأمونيا باعتباره قاعدة لويس في هذا التفاعل الكيميائي؛ لأنه يمنح زوج إلكترونات حرًّا لجزيء ثلاثي فلوريد البورون. يمكن تصنيف جزيء ثلاثي فلوريد البورون باعتباره حمض لويس في هذا التفاعل الكيميائي؛ لأنه يستقبل زوج إلكترونات حرًّا من جزيء الأمونيا. توضِّح الصورة الآتية بنية جزيء الأمونيا ثلاثي فلوريد البورون التي تتكوَّن من اتحاد جزيء من الأمونيا مع جزيء من ثلاثي فلوريد البورون:

مثال ٢: فَهْم كيفية ارتباط جزيئات الأمونيا بجزيئات ثلاثي فلوريد البورون

التفاعل بين الأمونيا وثلاثي فلوريد البورون موضَّح فيما يأتي. ما نوع الرابطة التي تتكوَّن بين الأمونيا وثلاثي فلوريد البورون؟

1. رابطة تساهمية تناسقية
2. رابطة تساهمية
3. رابطة فلزية
4. رابطة أيونية
5. رابطة هيدروجينية

الحل

الصيغة الكيميائية لجزيئات الأمونيا هي . تحتوي جزيئات الأمونيا على ذرة واحدة من النيتروجين بها خمسة إلكترونات تكافؤ. تُستخدَم ثلاثة من إلكترونات التكافؤ هذه لتكوين روابط تساهمية مع ذرات الهيدروجين. يكوِّن الإلكترونان الآخَران زوجًا من الإلكترونات الحرة. يمكن أن يُمنَح زوج الإلكترونات الحرُّ هذا إلى ذرة البورون في جزيء ثلاثي فلوريد البورون. يكوِّن انتقال الإلكترونات من جزيء الأمونيا إلى جزيء ثلاثي فلوريد البورون رابطة تساهمية تناسقية. يمكننا أن نستنتج مما سبق أن الخيار (أ) هو الإجابة الصحيحة لهذا السؤال.

يمكن أيضًا أن يتصرَّف جزيء ثلاثي فلوريد البورون باعتباره حمض لويس عندما يستقبل زوج إلكترونات حرًّا من أيون الفلوريد ()، ويكوِّن أيون رباعي فلوريد البورون (). يتصرَّف أيون الفلوريد باعتباره قاعدة لويس في هذا التفاعل الكيميائي؛ لأنه يمنح زوج إلكترونات حرًّا إلى جزيء ثلاثي فلوريد البورون المُتعادِل الشحنة. يتلخَّص هذا التفاعل في الشكل الآتي:

الفوسفين هو هيدريد النكتوجين الذي له الصيغة الكيميائية . يحتوي هذا الجزيء على ذرة فوسفور واحدة مرتبطة تساهميًّا بثلاث ذرات هيدروجين أخرى. يمكن لكل جزيء فوسفين أن يكوِّن رابطة تساهمية تناسقية واحدة مع أيون هيدروجين واحد. تتكوَّن الرابطة التساهمية التناسقية عندما تمنح ذرة الفوسفور زوج الإلكترونات الحرَّ الخاصَّ بها إلى أيون هيدروجين. تكون لأيون الفوسفونيوم الناتج الصيغة الكيميائية ، ويكون له شكل رباعي الأوجه يطابق الشكل الرباعي الأوجه لأيون الأمونيوم.

يمكن أن تكوِّن جزيئات الماء روابط تساهمية تناسقية عندما تتفاعل مع أيونات الهيدروجين الأخرى. يوضِّح الشكل الآتي مخطَّط بنية لويس لجزيء ماء. يستخدم الشكل النقاط السوداء لتمثيل إلكترونات التكافؤ لذرة الأكسجين، والنقاط الحمراء لتمثيل إلكترونات التكافؤ لذرتَي الهيدروجين. يوضِّح الشكل أن ذرة الأكسجين تحتوي على ستة إلكترونات تكافؤ:

يُستخدَم إلكترونان من إلكترونات التكافؤ لتكوين روابط تساهمية عادية مع ذرات الهيدروجين. إلكترونات التكافؤ الأخرى لا ترتبط بأيِّ ذرات، وتوجد في صورة أزواج حرة من الإلكترونات. يمكن لجزيئات الماء أن تكوِّن أيون الهيدرونيوم () عندما يكوِّن إلكترونان من أزواج الإلكترونات الحرة رابطة تساهمية تناسقية مع أيون الهيدروجين ().

تتكوَّن أيونات الهيدرونيوم عند ذوبان الأحماض في الماء؛ لأن جزيئات الحمض تُطلِق أيونات الهيدروجين. توضِّح هذه المعادلة كيف تتكوَّن أيونات الهيدرونيوم عند ذوبان حمض الهيدروكلوريك في الماء:

تتفكَّك جزيئات كلوريد الهيدروجين وتكوِّن أيونات الهيدروجين الموجبة الشحنة ()، وأيونات الكلوريد السالبة الشحنة (). تتكوَّن الروابط التساهمية التناسقية عندما تكتسب أيونات الهيدروجين الموجبة الشحنة زوج إلكترونات حرًّا من جزيئات الماء. يوضِّح الشكل الآتي مخطَّطَي بنية لويس لأيون الهيدرونيوم ():

يُعدُّ جزيء أول أكسيد الكربون جزيئًا ثنائي الذرة غير عادي، يتكوَّن من ذرة كربون واحدة وذرة أكسجين واحدة. ترتبط ذرتَا الكربون والأكسجين بثلاث روابط تساهمية، أو ما يُسمَّى برابطة ثلاثية واحدة بين الكربون والأكسجين (). تتكوَّن رابطتان نتيجةً لتداخُل إلكترونَي تكافؤ من ذرة الكربون، وإلكترونَي تكافؤ من ذرة الأكسجين. يمكن اعتبار الرابطتين رابطتين تساهميتين عاديتين؛ لأن إلكترونات الترابط تأتي من كلتا الذرتين المرتبطتين. تتكوَّن الرابطة الأخيرة لأن ذرة الأكسجين تمنح زوجًا آخَر من الإلكترونات إلى الرابطة الكيميائية بين الكربون والأكسجين. يمكن اعتبار هذه الرابطة الأخيرة رابطة تساهمية تناسقية لأن إلكترونات الترابط تأتي من إحدى الذرتين المرتبطتين. يوضِّح الشكل الآتي مخطَّط النقاط والعلامات لجزيء أول أكسيد الكربون:

مثال ٣: تحديد التمثيل الصحيح لجزيئات أول أكسيد الكربون

يحتوي أول أكسيد الكربون () على رابطة ثلاثية بين ذرتَي الكربون والأكسجين؛ واحدة منها تحتوي على رابطة تساهمية تناسقية. كيف يمكن توضيح الترابط في باستخدام مخطَّط النقاط والعلامات؟ متضمِّنًا إلكترونات التكافؤ فقط.

الحل

تحتوي جزيئات أول أكسيد الكربون على ذرة كربون واحدة وذرة أكسجين واحدة. تحتوي ذرة الكربون على أربعة إلكترونات تكافؤ، وتحتوي ذرة الأكسجين على ستة إلكترونات تكافؤ. تحتوي جزيئات أول أكسيد الكربون على رابطة ثلاثية واحدة. تتكوَّن رابطتان من هذه الروابط من خلال تداخُل إلكترونين من إلكترونات ذرة الكربون، وإلكترونين من إلكترونات ذرة الأكسجين. تتكوَّن الرابطة التساهمية الأخيرة عندما تمنح ذرة الأكسجين زوج إلكترونات حرًّا. يمكن تلخيص هذا الترابط بقولنا إن جزيئات أول أكسيد الكربون تحتوي على رابطة تساهمية تناسقية واحدة، ورابطتين تساهميتين عاديتين أخريين. الخيار (ج) هو الشكل الوحيد الذي يعرض كل هذه المعلومات عرضًا صحيحًا؛ ومن ثَمَّ يمكننا استنتاج أن الخيار (ج) هو الإجابة الصحيحة لهذا السؤال.

يُعدُّ حمض النيتريك () جزيئًا رائعًا لأنه يحتوي على مجموعة غير عادية من الروابط التساهمية. يوضِّح مخطَّط النقاط والعلامات الآتي أنواع الروابط التساهمية التي تتكوَّن في جزيء واحد من حمض النيتريك. تكوِّن ذرة النيتروجين رابطة تساهمية عادية واحدة مع ذرة أكسجين، وتكوِّن رابطة تساهمية مزدوجة مع ذرة أكسجين ثانية. تكوِّن ذرة النيتروجين أيضًا رابطة تساهمية تناسقية واحدة؛ حيث تمنح زوج إلكترونات حرًّا إلى ذرة أكسجين ثالثة. الترابط معقَّد جدًّا، ويمكن أن يكون فهمه أسهل إذا عُرِضَ بصيغة توضيحية مبسَّطة للغاية. تظهر الصيغة التوضيحية لجزيء حمض النيتريك على الجانب الأيمن من الشكل الآتي:

يستطيع العديد من الأيونات الفلزية تكوين روابط تساهمية تناسقية مع ما يصل إلى ستة جزيئات مختلفة من الماء. يمكن لمعظم الأيونات الفلزية أن تكوِّن فقط ما يصل إلى ستِّ روابط تساهمية مع جزيئات الماء بسبب تأثير الإعاقة الفراغية. من المستحيل تجميع أكثر من ستة جزيئات ماء حول معظم جسيمات الأيون الفلزية؛ لأن جزيئات الماء كبيرة نسبيًّا والفراغ المحيط بأيون الفلز صغير نسبيًّا. صيغة المركَّب المعقَّد المُمَاه لأيون فلز الكوبالت هي . يوضِّح الشكل الآتي بنية المركَّب المعقَّد المُمَاه لأيون فلز الكوبالت‎:

تُعتبَر جزيئات كلوريد البريليوم () جزيئات ثلاثية الذرة بسيطة نسبيًّا عندما تكون في الحالة الغازية. ترتبط كل ذرة من ذرات البريليوم بذرتين من الكلور، ولا يوجد سوى قوى فان دير فالس الضعيفة بين جزيئات كلوريد البريليوم المتجاورة. توضِّح الصورة الآتية بنية جزيء كلوريد البريليوم في الحالة الغازية. يوضِّح الشكل أن الجزيء يحتوي على رابطتين تساهميتين عاديتين، وأن ذرات البريليوم تحتوي على مدارين فارغين يمكنهما استقبال أزواج الإلكترونات الحرة:

تتبلمر جزيئات كلوريد البريليوم مع أحدها الآخَر عند تحوُّلها من الحالة الغازية إلى الحالة الصلبة. تتكوَّن البوليمرات حيث تتكوَّن روابط تناسقية بين جزيئات كلوريد البريليوم المتجاورة. تتكوَّن الروابط التناسقية عندما تُمنَح أزواج الإلكترونات من ذرة الكلور في جزيء واحد من كلوريد البريليوم إلى نطاقات تفتقر إلى الإلكترونات في جزيئات كلوريد البريليوم الأخرى. توضِّح الصورة الآتية بنية الدايمر الذي يتكوَّن عندما تبدأ جزيئات كلوريد البريليوم في التحوُّل من الحالة الغازية إلى الحالة الصلبة:

تستمر عملية البلمرة؛ حيث تُمنَح أزواج الإلكترونات الحرة من ذرة كلوريد واحدة إلى نطاقات تفتقر إلى الإلكترونات في جزيئات كلوريد البريليوم الأخرى. تنتهي عملية البلمرة هذه بتكوين بوليمر طويل صيغته . يكون لكل ذرة بريليوم في النهاية رابطتان تساهميتان تناسقيتان وإجمالي أربع روابط تساهمية. توضِّح الصورة الآتية بنية بوليمر كلوريد البريليوم الذي يتكوَّن عند تحوُّل جزيئات كلوريد البريليوم من الحالة الغازية إلى الحالة الصلبة: