لماذا تميل الذرات إلى تكوين روابط كيميائية؟

 

 

الذرات والروابط

تشكل الذرات روابط كيميائية فيما بينها للوصول إلى حالة الأستقرار وتشبع غلافها الإلكتروني الخارجي. يزيد نوع الرابطة الكيميائية من ثبات الذرات التي كونت هذه الرابطة.

تتشكل الرابطة الأيونية ، من خلال تبرع ذرة بإلكترون كامل لذرة أخرى حيث تحصل عملية نقل للألكترون، وتتشكل عندما تصبح إحدى الذرات مستقرة بفقدان إلكتروناتها الخارجية وتصبح الذرات الأخرى مستقرة (عادةً عن طريق ملء غلاف التكافؤ) عن طريق اكتساب الإلكترونات.

تتشكل الروابط التساهمية عندما تتم مشاركة الألكترونات بين الذرات بعضها مع بعض وتصل  إلى أعلى مستوى من الاستقرار. توجد أيضًا أنواع أخرى من الروابط الكيميائية إلى جانب الروابط الكيميائية الأيونية والتساهمية مثل الرابطة الهيدروجينية والرابطة الفلزية والرابطة التناسقية.

 

 

المولات وإلكترونات التكافؤ

يحتوي غلاف التكافؤ الأول والغلاف الأخير لذرة للهيدروجين على إلكترونين فقط. تحتوي ذرة الهيدروجين (العدد الذري 1) على بروتون واحد وإلكترون واحد ، لذلك من الممكن وبسهولة تامة ان تشارك ذرة الهيدروجين إلكترونها مع الغلاف الخارجي لذرة أخرى. تحتوي ذرة الهليوم (العدد الذري 2) على بروتونين وإلكترونين. يكمل الإلكترونان غلاف الهيليوم الخارجي (غلاف التكافؤ) ، بالإضافة إلى أن الذرة متعادلة كهربائيًا. هذا يجعل من ذرة الهيليوم في حالة مستقرة ومن غير المحتمل أن يشكل الهيليوم رابطة كيميائية بسبب هذا الأستقرار.

  

بعد الهيدروجين والهيليوم ، كان من الأسهل تطبيق قاعدة الثمانيات للتنبؤ بما إذا كانت الذرتان ستشكلان روابط وعدد الروابط التي ستشكلانها. تحتاج معظم الذرات إلى ثمانية إلكترونات لإكمال غلافها الخارجي. لذلك ، فإن الذرة التي تحتوي على إلكترونين في غلافها الخارجي غالبًا ما تشكل رابطة كيميائية ذات ذرة تفتقر إلى إلكترونين لتصل إلى حاله الأستقرار في غلافها الخارجب.

على سبيل المثال ، تحتوي ذرة الصوديوم على إلكترون واحد في غلافها الخارجي. على عكس هذه الذره ، فإن ذرة الكلور تحتاج إلى إلكترون واحد فقط لملء غلافها الخارجي. ولهذا يتبرع الصوديوم بسهولة بالإلكترون الخارجي (مكونًا أيون الصوديوم ، حيث يحتوي بعد ذلك على بروتون واحد أكثر من عدد الإلكترونات فيحمل شحنة موجبة) ، بينما يستقبل الكلور بسهولة إلكترونًا متبرعًا به (مما يجعل الكلورون مستقرًا عندما يحتوي على إلكترون واحد أكثر من عدد البروتونات فيحمل شحنه سالبة). يشكل الصوديوم والكلور رابطة أيونية مع بعضهما البعض لتكوين ملح الطعام (كلوريد الصوديوم).

 

 

الشحنه الكهربائية

قد يلتبس لديك موضوع الأستقرار مع الشحنة الكهربائية على الجزيء وبين ما إذا كان استقرار الذرة مرتبطًا بشحنتها الكهربائية. تكون الذرة التي تكتسب أو تفقد إلكترونات لتكوين أيون أكثر استقرارًا من الذرة المتعادلة إذا حصل الأيون على غلاف مشبع بالإلكترونات عن طريق تكوين الأيون.

نظرًا لأن الأيونات المشحونة بشكل معاكس تجذب بعضها البعض ، فإن هذه الذرات ستتشكل بسهولة وتكون روابط كيميائية مع بعضها البعض.

 

 

ماسبب حدوث الترابط بين الذرات؟

يمكنك النظر إلى الجدول الدوري للقيام بتنبؤات عديدة حول ما إذا كانت الذرات ستشكل روابط كيميائية وما نوع الروابط التي قد تتكون فيما بينها. في أقصى الجانب الأيمن من الجدول الدوري توجد مجموعة من العناصر تسمى الغازات النبيلة. تحتوي ذرات هذه العناصر (على سبيل المثال ، الهيليوم ، والكريبتون ، والنيون) على غلاف إلكتروني خارجي مشبع. هذه الذرات مستقرة ونادرًا ما تكون روابط مع ذرات أخرى.

من أفضل الطرق للتنبؤ بما إذا كانت الذرات سترتبط ببعضها البعض وما نوع الروابط التي ستشكلها هي مقارنة قيم السالبية الكهربائية للذرات. الكهروسالبية هي مقياس لقوة جذب الذرة للإلكترونات في الرابطة كيميائية.

يشير الاختلاف الكبير بين قيم الكهروسالبية بين الذرات إلى أن إحدى الذرات ممكن ان تعطي الإلكترونات ، بينما يمكن للأخرى أن تستقبل الإلكترونات. عادة ما تشكل هذه الذرات روابط أيونية مع بعضها البعض. يتكون هذا النوع من الروابط بين ذرة فلزية وذرة غير فلزية.

إذا كانت قيم السالبية الكهربائية بين ذرتين متقاربة إلى حد ما، فأن الروابط الكيميائية ستتشكل أيضاً لزيادة ثبات غلاف التكافؤ بالألكترونات. عادة ما تشكل هذه الذرات فيما بينها نوع ثاني من الروابط تسمى الروابط التساهمية.

يمكنك البحث والإطلاع على قيم السالبية الكهربائية لكل ذرة لمقارنتها وتحديد ما إذا كانت الذرة ستشكل رابطة أم لا. السالبية الكهربائية تزداد وتتناقص حسب الاتجاه في الجدول الدوري ، لذا يمكنك عمل تنبؤات عامة دون البحث عن قيم محددة. تزداد السالبية الكهربائية كلما اتجهت من اليسار إلى اليمين عبر الجدول الدوري في الدورة الواحدة (باستثناء الغازات النبيلة). وتتناقص كلما اتجهت من الأعلى إلى الأسفل في زمر او اعمدة الجدول. تشكل الذرات الموجودة على الجانب الأيسر من الجدول روابط أيونية بسهولة مع الذرات على الجانب الأيمن (أيضاً، باستثناء الغازات النبيلة). غالبًا ما تشكل الذرات الموجودة في منتصف الجدول روابط معدنية أو تساهمية مع بعضها البعض.

 

 

 

المصادر

1.       Rioux, F. (2001). "The Covalent Bond in H2". The Chemical Educator. 6 (5): 288–290. doi:10.1007/s00897010509a. S2CID 97871973.

2.       Svidzinsky, Anatoly A.; Marlan O. Scully; Dudley R. Herschbach (2005). "Bohr's 1913 molecular model revisited". Proceedings of the National Academy of Sciences. 102 (34 [1]): 11985–11988. arXiv:physics/0508161. Bibcode:2005PNAS..10211985S. doi:10.1073/pnas.0505778102. PMC 1186029. PMID 16103360.

3.      Jensen, William B. (2009). "The Origin of the "Delta" Symbol for Fractional Charges". J. Chem. Educ. 86 (5): 545. Bibcode:2009JChEd..86..545J. doi:10.1021/ed086p545.

4.     Schneider, Hans-Jörg (2012). "Ionic Interactions in Supramolecular Complexes". Ionic Interactions in Natural and Synthetic Macromolecules. pp. 35–47. doi:10.1002/9781118165850.ch2. ISBN 9781118165850.

5.      Bruice, Paula (2016). Organic Chemistry (8 ed.). Pearson. ISBN 0-13-404228-X.