فيديو الدرس: أنواع الروابط الكيميائية الكيمياء

في هذا الفيديو، سوف نتعرف على الطرق المختلفة التي يمكن أن تترابط بها الذرات والأيونات لتكوين المركبات الكيميائية المكونة للمواد التي نصادفها في حياتنا اليومية. وسنكتشف كيف تكون الإلكترونات الخارجية أو إلكترونات التكافؤ في الذرات مسئولة عن تكوين الروابط الكيميائية، كما سنتعلم كيف نمثل ذلك باستخدام بنى لويس.

٢٠:٠١

‏نسخة الفيديو النصية

في هذا الفيديو، سوف نتعرف على الطرق المختلفة التي يمكن أن تترابط بها الذرات والأيونات لتكوين المركبات الكيميائية. وسنكتشف كيف تكون الإلكترونات الخارجية أو إلكترونات التكافؤ في الذرات مسئولة عن الترابط الكيميائي. كما سنتعلم كيف نمثل ذلك باستخدام بنى لويس.

يوجد 118 عنصرًا مختلفًا في الجدول الدوري، ما يعني أن هناك 118 نوعًا مختلفًا من الذرات التي تشكل المادة في العالم من حولنا. حسنًا، لا ينطبق ذلك على كل المواد نظرًا لأن بعض العناصر من صنع الإنسان، ولكن يظل ذلك صحيحًا. لكن عندما ننظر إلى التركيب الكيميائي للمواد التي تشكل العالم من حولنا، نجد مستوى آخر من التعقيد. فنادرًا ما نلاحظ وجود هذه العناصر المختلفة في صورة ذرات منفردة. وإنما نجد معظم المواد تتكون من ذرات أو أيونات عنصر ما مرتبطة معًا عن طريق نوع معين من الروابط الكيميائية.

تحدث الروابط الكيميائية بين الذرات أو الأيونات بوجه عام لأن تكوين الروابط يقلل من طاقة وضع الذرات أو الأيونات، ما يجعل كل شيء أكثر استقرارًا. هذا يشبه بالضبط ما يحدث إذا أفلت كرة من على قمة تل، فستتدحرج إلى الأسفل حتى تستقر في واد حيث تقل طاقة وضعها أيضًا. هناك ثلاثة أنواع رئيسية من الروابط الكيميائية التي يمكن أن تكونها الذرات أو الأيونات وتعتمد بشكل عام على أنواع العناصر التي نتعامل معها.

تتكون الروابط التساهمية بشكل أساسي بين اللافلزات. وتتكون هذه الروابط عندما تتشارك الذرات مع إلكتروناتها لتكوين ما نسميه بالجزيئات. وتعد الروابط التساهمية أحد أنواع الروابط الشائعة للغاية في الكيمياء. على سبيل المثال، جميع الذرات الموجودة في الماء مترابطة تساهميًّا، وكذلك جميع الجزيئات التي تتكون منها الغازات الموجودة في الهواء، الأكسجين والنيتروجين وثاني أكسيد الكربون، بالإضافة إلى معظم المركبات الموجودة في الكائنات الحية مثل البروتينات والدهون والكربوهيدرات.

النوع التالي من الروابط هو الروابط الأيونية. ويحدث هذا النوع من الروابط بوجه عام بين الفلزات واللافلزات. تنتج الروابط الأيونية عن انجذاب كهروستاتيكي بين الأيونات التي تحمل شحنات متضادة. فعلى المستوى الذري، تتسبب حالات الجذب الكهروستاتيكية هذه في ترتيب الأيونات بنمط منظم ومتكرر نسميه الشبيكة، التي يمكنك تصورها كالفاكهة المرصوصة بشكل جيد في المتجر. أما على المستوى العياني، فتكون عادة المركبات ذات الروابط الأيونية مواد صلبة بلورية، كما نرى مع ‪NaCl‬‏ الموجود في منزلك في صورة ملح الطعام.

وأخيرًا، لدينا الروابط الفلزية، التي كما يشير اسمها تحدث بين الذرات الفلزية فقط. وفي الروابط الفلزية، تحدث مشاركة للإلكترونات أيضًا، لكن بطريقة مختلفة للغاية عما رأيناه في الروابط التساهمية. في الفلزات، تتدفق الإلكترونات حول ذرات الفلز، وهو ما يشار إليه عادة باسم بحر الإلكترونات. وبخلاف ما رأيناه في الترابط التساهمي حيث تكون الإلكترونات متمركزة في رابطة بين الذرات، تنتشر الإلكترونات الموجودة في الرابطة الفلزية في جميع أنحاء الفلز بالكامل، وهو ما يسمى بعدم التمركز. وحركة الإلكترونات بحرية حول ذرات الفلز هي ما يجعل الفلزات موصلات جيدة للكهرباء بشكل عام.

لاحظ هنا أننا صنفنا نوع الترابط حسب أنواع العناصر التي يحدث بينها، سواء فلزات أو لا فلزات، وهو ما يكفي لوضع قاعدة عامة. لكن هناك بعض الاستثناءات، مثل ‪BeCl2‬‏ أو كلوريد البريليوم، لأن البريليوم فلز والكلور لا فلز. ومع أن الترابط في كلوريد البريليوم بين ذرات فلزية ولا فلزية، فإن أفضل وصف لنوع الترابط بين هذه الذرات هو الرابطة التساهمية، وليس الرابطة الأيونية كما نتوقع.

لكن هذا استثناء وليس القاعدة. ستلاحظ أيضًا أن تكوين الروابط يعتمد على الإلكترونات بغض النظر عن نوع الرابطة. ففي الرابطة التساهمية، تتكون الرابطة بمشاركة الإلكترونات بين الذرات. وفي حالة الرابطة الأيونية، تكتسب الذرات إلكترونات أو تفقدها لتكوين أيونات تنجذب بعد ذلك بعضها إلى بعض. وفي حالة الرابطة الفلزية، تصبح الإلكترونات غير متمركزة في جميع أنحاء الفلز. والإلكترونات الموجودة في مستوى الطاقة الخارجي تحديدًا هي التي تساهم في تكوين الروابط الكيميائية، ونطلق عليها إلكترونات التكافؤ. أما الإلكترونات الداخلية أو الأساسية، فلا تشارك في تكوين الروابط؛ لأنها قريبة جدًّا من النواة وتحجبها الإلكترونات الخارجية.

بالنسبة إلى عناصر المجموعة الرئيسية، وهي عناصر الفئة ‪s‬‏ والفئة ‪p‬‏، أو عناصر المجموعتين الأولى والثانية والمجموعات من 13 إلى 18 ، فإن عدد إلكترونات التكافؤ ثابت في كل مجموعة، ومن ثم يمكننا استخدام الجدول الدوري في تحديد عدد إلكترونات التكافؤ في العنصر. يقع المغنيسيوم في المجموعة الثانية من الجدول الدوري. إذن تمتلك ذرات المغنيسيوم إلكتروني تكافؤ، تمامًا مثل ذرات جميع العناصر الأخرى الموجودة في المجموعة الثانية. يقع الكلور في المجموعة 17 من الجدول الدوري، وبالتالي تمتلك ذرات الكلور سبعة إلكترونات تكافؤ.

وبما أن النيون يقع في المجموعة 18 من الجدول الدوري، فإن ذرات النيون تمتلك ثمانية إلكترونات تكافؤ. يحدد عدد إلكترونات التكافؤ الذي تمتلكه الذرة بشكل كبير عدد الروابط التي يمكنها تكوينها في حالة الذرات المترابطة تساهميًّا، أو أنواع الأيونات التي يمكن أن تكونها الذرة في حالة الترابط الأيوني. يعد العالم جيلبرت لويس أول القائمين بالعديد من الدراسات حول سلوك ترابط الذرات. ووجد أن الذرات، بصفة عامة عند تكوين الروابط، تفقد إلكترونات أو تكتسبها أو تتشارك معها للوصول إلى غلاف خارجي مكتمل. ونظرًا لاحتواء الغلاف الخارجي المكتمل في العديد من ذرات عناصر المجموعة الرئيسية على ثمانية إلكترونات، فإنه يشار إلى هذا السلوك عادة بقاعدة الثمانيات.

قاعدة الثمانيات قاعدة عامة، ومن السهل جدًّا إيجاد عناصر لا تخضع لهذه القاعدة. على سبيل المثال، لا يمكن أن يستوعب الغلاف الإلكتروني الأول إلا إلكترونين فقط، ومن ثم يكتمل الغلاف الخارجي لذرتي الهيدروجين والهليوم عند وجود إلكترونين. وكثيرًا ما يخالف البورون أيضًا قاعدة الثمانيات. فعلى الرغم من إمكانية استيعابه لثمانية إلكترونات في غلافه الخارجي، نجد عادة أنه يستوعب عددًا أقل. وتصبح الأمور أيضًا أقل تحديدًا عند وصولنا إلى الدورة الرابعة. ومع ذلك، لا تزال هذه القاعدة قاعدة عامة جيدة لاستخدامها عند التفكير في كيفية ترابط الذرات وتكوينها للأيونات.

مع وضع قاعدة الثمانيات في الاعتبار، دعونا نلق نظرة أعمق على بعض مخططات الأغلفة الإلكترونية التي تناولناها من قبل. كما قلنا، يمتلك المغنيسيوم إلكترونين في غلافه الخارجي. إذا فقد المغنيسيوم هذين الإلكترونين، يكون لديه غلاف خارجي مكتمل، ولهذا السبب فإن المغنيسيوم والعناصر الأخرى الموجودة في المجموعة الثانية من الجدول الدوري تكون عادة أيونات شحنتها اثنان موجب. ويمتلك الكلور سبعة إلكترونات تكافؤ، تمامًا مثل جميع عناصر المجموعة 17 من الجدول الدوري، وهو ما يعني أنك سترى الكلور عادة يكتسب إلكترونًا واحدًا، لأنه يحتاج إلى إلكترون واحد فقط ليكون غلافًا خارجيًّا مكتملًا به ثمانية إلكترونات، وبذلك يتكون أيون ‪Cl−‬‏.

على عكس المغنيسيوم، يمكن أن يشكل الكلور أيضًا روابط تساهمية مع ذرات أخرى لإكمال غلافه الخارجي. هنا يرتبط الكلور بالهيدروجين. ولقد حذفنا الإلكترونات الداخلية في الكلور لتبسيط هذا المخطط. هذا من شأنه تكوين جزيء ‪HCl‬‏. تشارك كل ذرة في الرابطة بأحد إلكتروناتها، وهو ما يكمل الغلاف الخارجي لكل من الكلور والهيدروجين. وأخيرًا، يمتلك النيون ثمانية إلكترونات تكافؤ في غلافه الخارجي، وهو ما يعني أن الغلاف الخارجي مكتمل بالفعل. هذا يعني أن النيون والعناصر الأخرى الموجودة في المجموعة 18 من الجدول الدوري لن تكون أيونات أو روابط. بعبارة أخرى، النيون وغيره من الغازات النبيلة غير تفاعلية.

لتوضيح كيفية مشاركة إلكترونات التكافؤ هذه في الروابط، يمكننا استخدام ما يسمى ببنى لويس. يشار إلى بنى لويس، التي تحمل اسم العالم جيلبرت لويس، بأسماء أخرى، مثل مخططات لويس النقطية أو بنى الإلكترون النقطية. لكننا سنشير إليها في هذا الفيديو باسم بنى لويس. يمكننا بالتأكيد مواصلة استخدام مخططات الأغلفة الإلكترونية التي استخدمناها في هذا الفيديو. لكن رسم الإلكترونات الداخلية أو الأساسية مرارًا وتكرارًا مع عدم مشاركتها في الترابط يمكن أن يكون مرهقًا ويعيقنا عن رؤية ما يحدث بالفعل.

إذن لكي نرسم بنية لويس، نكتب أولًا رمز عنصر الذرة أو الأيون، الذي يمثل كلًّا من النواة والإلكترونات الداخلية. بعد ذلك نمثل عدد الإلكترونات الخارجية أو إلكترونات التكافؤ بالنقاط. نضع نقطة واحدة في كل مرة على كل جانب من جوانب رمز العنصر حتى نفاد إلكترونات التكافؤ. إذا كان لدى الذرة الكثير من إلكترونات التكافؤ، فبعد وجود إلكترون واحد على كل جانب من جوانب رمز العنصر، نقرن كل إلكترون منها بإلكترون آخر ونستمر في ذلك إلى أن تنفد إلكترونات التكافؤ. موضع النقطة هنا ليس مهمًّا، حيث نضع نقطة واحدة على كل جانب قبل إقرانها.

عند النظر إلى بنية لويس، يمكننا أن نعرف الكثير عن الأيونات والذرات التي ستتكون، أو عدد الروابط التي ستكونها الذرة. فعندما ننظر إلى بنية لويس للكلور، يمكننا أن نرى أن أحد الإلكترونات منفرد. هذا يعني أن الكلور يمكنه مشاركة هذا الإلكترون المنفرد مع ذرة أخرى لتكوين رابطة، وهو الاستنتاج الذي توصلنا إليه سابقًا عندما كنا ندرس جزيء ‪HCl‬‏. وكما رأينا سابقًا في مخططات الأغلفة الإلكترونية، يشير المكان الفارغ في بنية لويس للكلور إلى أنه يمكن للكلور اكتساب إلكترون واحد ليملأ غلافه الخارجي ويكون أيون ‪Cl−‬‏.

وإذا أردنا رسم بنية لويس الخاصة بأيون ‪Cl−‬‏، فسنضع قوسين حول بنية لويس ونضع شحنة الأيون خارج القوسين. ويمكننا فعل الشيء نفسه مع المغنيسيوم. بالنظر إلى بنية لويس الخاصة به، يمكننا القول بأن المغنيسيوم لديه إلكترونان في غلاف التكافؤ، وسيفقدهما لتكوين أيون المغنيسيوم اثنين موجب. وبالتالي، فإن تحديد بنية لويس للذرة يمكن أن يوضح لنا الكثير من المعلومات. فيمكن أن يوضح لنا شحنة الأيونات التي يرجح تكونها من خلال معرفة مدى اقتراب الذرة من اكتمال غلافها الخارجي. ويشير عدد الإلكترونات المنفردة في بنية لويس إلى عدد الروابط التساهمية التي يمكن أن تكونها الذرة.

جدير بالملاحظة هنا قبل الانتقال إلى بعض الأسئلة التدريبية أننا عرضنا الإلكترونات في المخططات في هذا الفيديو في صورة نقاط. لكن الإلكترونات ليست بالفعل نقاطًا متمركزة حول النواة. فسلوكها أكثر تعقيدًا من مجرد نقاط بسيطة. في الواقع، تنتشر الإلكترونات حول النواة فيما يسمى بالسحابة الإلكترونية. هذه السحابة الإلكترونية يمكن أن تتخذ أشكالًا غريبة، لكن هذه المخططات النقطية هي في النهاية تمثيل مفيد لمساعدتنا في تتبع سلوك الروابط. والآن فلنختبر معرفتنا الجديدة بأنواع الروابط الكيميائية من خلال بعض الأسئلة التدريبية.

أي مما يلي لا يعد من أنواع الترابط الكيميائي؟ (أ) الترابط التساهمي، (ب) الترابط النووي، (ج) الترابط الفلزي، (د) الترابط الأيوني.

توجد ثلاثة أنواع رئيسية للترابط الكيميائي. النوع الأول هو الترابط التساهمي. هذا النوع من الترابط يحدث عادة بين العناصر اللافلزية. ويتضمن مشاركة الإلكترونات الخارجية لتكوين رابطة كيميائية. عندما تترابط الذرات تساهميًّا، يمكن أن تكون جزيئات بسيطة مثل الماء، أو بنى تساهمية كبيرة في شكل شبكة متكررة، مثل الجرافيت. النوع الثاني من الترابط هو الترابط الأيوني. ويحدث هذا الترابط في الأساس بين العناصر الفلزية واللافلزية. وهذا النوع من الترابط ناتج عن انجذاب كهروستاتيكي بين الأيونات التي تحمل شحنات مختلفة. ويعد ملح الطعام مثالًا على هذا النوع من الترابط، وصيغته الكيميائية هي ‪NaCl‬‏ أو كلوريد الصوديوم.

أما النوع الأخير من الترابط، فهو الترابط الفلزي الذي يحدث، كما يشير اسمه، بين الفلزات. يتميز هذا النوع من الترابط بتشارك الإلكترونات بين نوى الفلزات، والتي تتدفق حول هذه النوى بشكل يشبه بحرًا من الإلكترونات. إذن، كما نرى، الخيارات (أ) و(ج) و(د) تشير جميعها إلى أنواع من الترابط الكيميائي. أما الترابط النووي فليس كذلك. فهو يشير إلى نوع من العمليات الكيميائية ينتج عنها تغير في نواة الذرة.

غلاف تكافؤ الأكسجين هو الغلاف الإلكتروني الثاني وبه ستة إلكترونات. ما عدد الروابط التساهمية التي يمكن للأكسجين تكوينها؟

غلاف التكافؤ هو الغلاف الإلكتروني الخارجي. والإلكترونات الموجودة في غلاف التكافؤ هي الإلكترونات المشاركة في تكوين الروابط والأيونات. ويرجع ذلك إلى أن الذرات عادة تكتسب أو تفقد أو تتشارك مع الإلكترونات في الروابط بحيث يكون غلافها الخارجي مكتملًا، أي يحتوي على ثمانية إلكترونات تكافؤ. يخبرنا السؤال بأن الأكسجين يحتوي على ستة إلكترونات تكافؤ. لكن حتى لو لم تكن هذه المعلومة مذكورة في السؤال، فسنتمكن من معرفة عدد إلكترونات التكافؤ باستخدام الجدول الدوري، حيث إنه بالنسبة إلى عناصر المجموعة الرئيسية، يكون عدد إلكترونات التكافؤ ثابتًا ضمن المجموعة الواحدة.

في كلتا الحالتين، بما أن الأكسجين لديه ستة إلكترونات تكافؤ، فإنه سيكتسب إلكترونين طبقًا لقاعدة الثمانيات كي يكتمل غلاف التكافؤ لديه. ويمكنه فعل ذلك إما بتكوين أيون وإما بتكوين روابط. لكن هذا السؤال يطلب منا تحديد عدد الروابط التي يمكن أن يكونها الأكسجين. عندما تشكل الذرات روابط تساهمية، تحدث مشاركة للإلكترونات بين هذه الذرات بحيث تشارك كل ذرة بأحد إلكتروناتها في الرابطة. إذن كل رابطة تساهمية تكونها الذرة تجعلها تكتسب إلكترونًا واحدًا. إذن يمكن للأكسجين تكوين رابطتين تساهميتين، وهو ما نراه في الجزيئات التي يكونها الأكسجين عند ارتباطه تساهميًّا، كما في ‪H2O‬‏ حيث يرتبط الأكسجين بذرتي هيدروجين.

والآن فلنختم حديثنا بالنقاط الرئيسية التي تناولناها في هذا الدرس. تتشكل الروابط الكيميائية بين الذرات لتكوين المركبات. هناك ثلاثة أنواع رئيسية من الروابط الكيميائية، وهي: الروابط التساهمية التي تتكون عادة بين اللافلزات، والروابط الأيونية التي تتكون عادة بين الفلزات واللافلزات، والروابط الفلزية التي تتكون بين الفلزات. إلكترونات التكافؤ أو الإلكترونات الخارجية هي الإلكترونات المسئولة عن تكوين هذه الأنواع المختلفة من الروابط الكيميائية.

عندما تترابط الذرات، فإنها عادة تفقد إلكترونات أو تكتسبها أو تتشارك معها كي تتمكن من الوصول إلى غلاف تكافؤ مكتمل يحتوي على ثمانية إلكترونات. يمكننا استخدام بنى لويس لتوضيح إلكترونات التكافؤ لأي ذرة أو أيون برسم رمز العنصر لتمثيل النواة والإلكترونات الداخلية، ورسم نقاط حول رمز العنصر لتمثيل إلكترونات التكافؤ.

Nagwa uses cookies to ensure you get the best experience on our website. Learn more about our Privacy Policy.