فيديو الدرس: الرابطة التساهمية الكيمياء • الصف الثاني الثانوي

نسخة الفيديو النصية

في هذا الفيديو، سوف نتعلم كيف يمكن مشاركة الإلكترونات الخارجية للذرات لتكوين روابط تساهمية. وسنتعرف على القوى بين الإلكترونات والنوى التي تفسر سبب تكوين هذه الروابط، ونرى طرق تمثيلها.

البروتون هو جسيم دون ذري. وللبروتونات نوع محدد من الشحنة نطلق عليه الشحنة الموجبة. ونقول إن البروتون الواحد شحنته واحد موجب. أما الإلكترون فهو نوع مختلف من الجسيمات دون الذرية. لكل إلكترون شحنة تساوي شحنة البروتون في المقدار، ولكنها مضادة في النوع. لذا يقال إن الإلكترونات شحنتها سالبة وقدرها واحد سالب.

تجذب الجسيمات ذات الشحنات المتضادة بعضها بعضًا، في حين تتنافر الجسيمات ذات الشحنات المتشابهة. فالبروتونات موجبة الشحنة تجذب الإلكترونات سالبة الشحنة. إذن عند التقاء بروتون وإلكترون، يمكن أن يكونا ذرة. لا يلتصق الإلكترون بالبروتون لأسباب معقدة للغاية لا يمكن الخوض فيها في هذا الفيديو. بدلًا من ذلك، تكون نواة الذرة في عمق مركز الذرة، ويشغل الإلكترون سحابة إلكترونية أكبر بكثير.

عند اتحاد الإلكترونات مع النواة، يمكن أن تفقد الإلكترونات طاقة تنتقل إلى محيطها، وتصبح أكثر استقرارًا. ولكن هذا لا يعني أن الذرات لا يمكن أن تصبح أكثر استقرارًا من ذلك. فيمكن للذرات أن تكتسب الإلكترونات أو تفقدها مكونة أيونات، أو يمكنها أن تتحد مع بعضها البعض مكونة ما نسميه روابط تساهمية. لا يمكن أن توجد كل الإلكترونات حول النواة في المساحة نفسها في الوقت نفسه. عند إضافة إلكترونات إلى النواة، تملأ الإلكترونات المساحة. وعلى غرار الصفوف في الملعب، كلما ابتعدت عن المركز، زادت المساحة.

تشغل الإلكترونات أغلفة حول النواة. الغلاف الأول يمتلئ بإلكترونين فقط. والغلاف الإلكتروني الثاني يمكن أن يحتوي على ثمانية إلكترونات بحد أقصى. وكلما زاد حجم الغلاف، زاد عدد الإلكترونات التي يمكن أن يحتوي عليها. ذرة الهيدروجين بها إلكترون واحد وبروتون واحد. والإلكترون مرتبط بإحكام بنواة الهيدروجين بشحنة قدرها واحد موجب.

تحتوي ذرة الهليوم على ما يكفي من الإلكترونات لملء الغلاف الأول. يرتبط هذان الإلكترونان بالنواة، التي شحنتها اثنان موجب، بقوة أكبر بكثير من ارتباط إلكترون الهيدروجين بنواته. وتحتوي ذرة الليثيوم على ثلاثة إلكترونات، ومن ثم فإن الإلكترونين الأولين يرتبطان بإحكام بالنواة التي شحنتها ثلاثة موجب. والإلكترون الثالث، الذي أجبره الإلكترونان الآخران على الابتعاد أكثر عن النواة، أقل ارتباطًا بالنواة بكثير.

تحتوي ذرة النيون على 10 إلكترونات؛ اثنين في الغلاف الأول وثمانية في الغلاف الثاني. إذن الأغلفة الخارجية لكل من ذرات الهليوم وذرات النيون ممتلئة بالإلكترونات. لكن ذرة الفلور بها تسعة إلكترونات فقط؛ اثنان في الغلاف الأول وسبعة في الثاني. وهذا يعني أن الغلاف الثاني لذرة الفلور به مساحة لإلكترون واحد إضافي.

عند اتحاد ذرة الليثيوم مع ذرة الفلور، تتنافس نواة الليثيوم ونواة الفلور على اجتذاب الإلكترون الخارجي. يمكن أن يقفز الإلكترون، وتكون قوة الانجذاب بين الإلكترون ونواة الفلور التي شحنتها تسعة موجب أكبر بكثير من قوة الانجذاب بين الإلكترون ونواة الليثيوم.

رغم أنه يوجد العديد من العوامل الأخرى في تفاعل الليثيوم والفلور، فإن هذا من العوامل المساهمة في ذلك. ترتيب الأيون أكثر استقرارًا من ترتيب الذرة، إذن لدينا أيون الليثيوم، ‪Li+‬‏، وأيون الفلور، ‪F-‬‏. سترى أن هذا عادة يسمى أيون الفلوريد. وهذان الأيونان ذوا الشحنتين المختلفتين يجذب بعضهما البعض في رابطة أيونية، مكونين فلوريد الليثيوم. لكننا لا نتناول تحديدًا الرابطة الأيونية في هذا الفيديو. من المفيد فقط معرفة ما يحدث في الحالات المتطرفة. في الحالات الأقل تطرفًا، بدلًا من أن تتحول الذرات إلى أيونات، يمكن أن تتشارك الذرات الإلكترونات.

لدينا هنا ذرتان من الفلور. لا يوجد سبب لانتقال الإلكترونات من ذرة إلى الأخرى، لأنهما متطابقتان. ولكن هذا لا يعني أنه لا يمكننا الحصول على توزيع أكثر استقرارًا. إذا اقتربت ذرتا فلور من بعضهما البعض، فستنجذب الإلكترونات الخارجية لكل ذرة إلى نواة الذرة الأخرى. وعند توازن القوى، يظهر الترتيب الأكثر استقرارًا؛ حيث يوجد إلكترونان تتشاركهما الذرتان بالتساوي. وبمشاركة الإلكترونات، تمكنت هاتان الذرتان من ملء غلافيهما الخارجيين دون اكتساب للإلكترونات أو فقد لها والتحول إلى أيونات.

هذا الترتيب أكثر استقرارًا بكثير مما كانت عليه الحال عندما كانت كل ذرة منفصلة عن الأخرى. اكتشف الكيميائيون أن الإلكترونات الموجودة فقط في الغلاف الخارجي للذرات هي التي تتشاركها الذرات في روابط تساهمية. وتسمى الإلكترونات الموجودة في الغلاف الخارجي للذرة أو الأيون بإلكترونات التكافؤ. وفي بعض الأحيان، نشير أيضًا إلى الغلاف الخارجي باسم غلاف التكافؤ لأنه يحتوي على إلكترونات التكافؤ. إذن التعريف البسيط لإلكترون التكافؤ هو أنه إلكترون موجود في الغلاف الخارجي لذرة أو أيون. وبشكل عام، يلزم أيضًا أن تكون إلكترونات التكافؤ قادرة على المشاركة في الروابط، لكن هذا التعريف البسيط يكفي.

تحتوي ذرات الهيدروجين على إلكترون تكافؤ واحد، وكذلك ذرات الليثيوم؛ لأن الإلكترونين الموجودين في الغلاف الداخلي ليسا جزءًا من غلاف التكافؤ. بشكل عام، عدد إلكترونات التكافؤ في الذرة يحدد خواصها الكيميائية. فعندما تتحد الذرات وتتشارك إلكتروناتها، تكون ما نطلق عليه رابطة تساهمية. تنجذب الإلكترونات المشتركة إلى كل نواة، وتساعد هذه الإلكترونات في ملء الأغلفة الخارجية لكل ذرة. تعني البادئة «‪co‬‏» في كلمة «‪covalent‬‏» مشاركة أو مساهمة، وكلمة «‪valent‬‏» تشير إلى الإلكترونات الخارجية المعنية.

أبسط أنواع الروابط التساهمية الرابطة الأحادية. ففي الرابطة التساهمية الأحادية، تحدث مشاركة لإلكترونين. وفي الرابطة التساهمية المزدوجة، تحدث مشاركة لأربعة إلكترونات تكافؤ. وفي الرابطة التساهمية الثلاثية، تحدث مشاركة لستة إلكترونات. من الوارد أيضًا وجود روابط رباعية؛ حيث تحدث مشاركة لثمانية إلكترونات، لكن ذلك يحدث فقط بين الذرات الأكبر حجمًا بكثير أو في ظروف نادرة للغاية. بوجه عام، عليك التركيز على الروابط الأحادية والمزدوجة والثلاثية فقط. لكن كيف نعرف عدد الروابط التساهمية التي من المحتمل أن تكونها الذرات المختلفة؟

تحتوي ذرات الفلور على سبعة من أصل إلكترونات التكافؤ الثمانية المتاحة بحد أقصى؛ وذلك لأن الغلاف الثاني يكفي فقط لثمانية إلكترونات. يمكن أن تحصل ذرة الفلور على هذا الإلكترون الإضافي من ذرة أخرى؛ مثل ذرة فلور أخرى. وتحتوي ذرة الأكسجين على ستة إلكترونات تكافؤ، ومن ثم يجب عليها تكوين رابطة مزدوجة أو رابطتين أحاديتين لملء الغلاف. وتحتوي ذرة النيتروجين على خمسة فقط من أصل إلكترونات التكافؤ الثمانية المتاحة بحد أقصى. إذن، تحتاج ذرة النيتروجين إلى تكوين رابطة ثلاثية، أو رابطة مزدوجة ورابطة أحادية، أو ثلاث روابط أحادية لملء الغلاف الخارجي.

أما ذرة الكربون فبها أربعة إلكترونات في غلافها الخارجي. إذن نتوقع أن تكون ذرة الكربون إجمالي أربع روابط لكي تملأ غلافها الخارجي. ومع ذلك، فإن الكربون بوجه عام لا يكون روابط رباعية. في الواقع، يمكنك افتراض أن الرابطة الثلاثية هي أفضل ما يمكن أن تصل إليه ذرة الكربون. وبدلًا من ذلك، سترى عادة أن ذرات الكربون تتشارك الإلكترونات مع عدة ذرات أخرى، فتكون على سبيل المثال أربع روابط أحادية، أو رابطتين أحاديتين ورابطة مزدوجة، أو رابطتين مزدوجتين، أو رابطة أحادية ورابطة ثلاثية.

إذا بدأنا بتفاعل الكربون النقي، فستكون الإلكترونات المعلمة بنقاط من الكربون، وبقية الإلكترونات من الذرات الأخرى. يمكننا النظر إلى أول 10 عناصر في الجدول الدوري وملاحظة عدد إلكترونات التكافؤ بها. هذا ما سنحصل عليه. الأكثر إثارة للاهتمام هنا هو عدد الروابط التساهمية التي ستشكلها هذه الذرات، أو شحنة الأيونات التي تتكون عند تفاعلها. تكون ذرات الهيدروجين عادة رابطة أحادية واحدة، في حين لا تكون ذرات الهليوم أي روابط على الإطلاق.

تتفاعل ذرات الليثيوم والبريليوم عادة وتتخلى عن الإلكترونات لتكوين أيونات ‪Li+‬‏ و‪B2+‬‏. وتزداد قدرة اتحاد هذه الذرات حتى نصل إلى الكربون، ثم تتناقص مرة أخرى حتى نصل إلى النيون الذي لا يشكل روابط على الإطلاق. ونطلق على هذه الأعداد التكافؤ؛ أي قدرة الاتحاد لهذا النوع من الذرات. لكن الأمر سيكون مزعجًا جدًّا إذا كان علينا تذكر تكافؤ كل ذرة واستنتاجه من القواعد الأساسية.

بدلًا من ذلك، هناك قاعدة علمية تساعدنا في ذلك. وتسمى قاعدة الثمانيات. يمتلئ الغلاف الإلكتروني الأول بإلكترونين. ويمتلئ الثاني بثمانية إلكترونات. أما الغلاف الثالث فيمكنه استيعاب 18 إلكترونًا. ولكن الأمر مختلف مع آخر عشرة إلكترونات؛ فهي توجد فقط في حالة الذرات الأكبر حجمًا. إذن، للتبسيط، نقول عادة إن الغلاف الثالث أيضًا يمتلئ بثمانية إلكترونات فقط. وهذا مفيد لأنه يساعدنا في صياغة قاعدة الثمانيات التي تنص على أن الذرة ستتفاعل عادة للوصول إلى ثمانية إلكترونات في غلافها الخارجي. وهذا سيماثل عادة التوزيع الإلكتروني لأحد الغازات النبيلة.

نستثني من ذلك ذرات الهيدروجين والهليوم، لأن الغلاف الإلكتروني الأول يمتلئ بإلكترونين فقط. لكن قاعدة الثمانيات تفسر سلوك تكوين الروابط الأكثر شيوعًا لهذه العناصر، من الليثيوم إلى السليكون، بالإضافة إلى نسبة كبيرة من سلوك هذه العناصر، بين الفوسفور والرادون. وليس من المنطقي تطبيق قاعدة الثمانيات على الغازات النبيلة؛ لأن أغلفتها الخارجية ممتلئة بالفعل. وبعض العناصر المخلقة تكون ببساطة غير مستقرة لدرجة لا تشغلنا معها كيفية تفاعلها. والأمور معقدة بعض الشيء بالنسبة لعناصر الفئة ‪(d)‬‏ وعناصر الفئة ‪(f)‬‏؛ بحيث يصعب تطبيق قاعدة الثمانيات عليها.

نستنتج من ذلك أن الذرات تتفاعل عادة ليكون لديها ثمانية إلكترونات في غلافها الخارجي. لكن إذا نظرنا إلى بعض هذه العناصر، نجد أنها لا تكون كلها روابط تساهمية. يمكننا تقسيم الجدول الدوري بشكل تقريبي إلى فلزات ولا فلزات، ونرى عادة روابط تساهمية فقط بين العناصر اللافلزية.

ونرى عادة روابط أيونية بين العناصر الفلزية واللافلزية. أما بين الفلزات والفلزات، فنجد روابط فلزية. وتعد جزيئات الفلور وكلوريد الهيدروجين أمثلة على اقتران اللافلزات باللافلزات عن طريق الروابط التساهمية. وفيما يخص اقتران الفلزات باللافلزات، فكلوريد الصوديوم وفلوريد الليثيوم مثالان عليه. ونرى الروابط الفلزية في السبائك مثل النحاس الأصفر؛ وهو خليط من النحاس والزنك.

آخر ما علينا تناوله هو كيفية تمثيل الروابط التساهمية لأننا أحيانًا لا يمكننا رسم جميع الإلكترونات أو جميع الأغلفة. إليك بعض الطرق التي يمكن من خلالها تمثيل الروابط التساهمية. هذه بعض السمات التي قد تراها في المخططات المختلفة لأغلفة الإلكترونات. يمكن كتابة الرموز الخاصة بالنوى في صورة رموز العناصر أو في صورة شحنات أو في صورة أعداد البروتونات. ويمكن رسم الإلكترونات بأشكال وألوان مختلفة للتعبير عن مصدرها، مثل النقاط وعلامات الخطأ. وبالنسبة إلى المخططات المعقدة، يكون من الأسهل في بعض الأحيان رسم غلاف التكافؤ فقط وعدم رسم الأغلفة الداخلية.

من المفيد هنا استخدام التمثيل النقطي للإلكترونات أو مخطط لويس النقطي لتلخيص كل هذه المعلومات في صورة يسهل رسمها. تستخدم رموز العناصر للتعبير عن النوى. وتستخدم النقاط للتعبير عن الإلكترونات. توضع الإلكترونات في أزواج على جوانب رمز العنصر بطريقة مشابهة لغلاف التكافؤ. ويمكنك التعرف على أزواج إلكترونات الترابط عن طريق النقاط الموجودة بين رموز العناصر. أما أزواج النقاط الأخرى، فتعرف بالأزواج الحرة.

تحتاج الروابط المزدوجة والروابط الثلاثية إلى المزيد من أزواج الترابط. ومن الشائع استخدام عدد مناسب من الخطوط محل أزواج الترابط؛ بحيث يمثل كل إلكترونين بخط واحد. لكن الطريقة الأكثر شيوعًا لتمثيل الروابط التساهمية هي استخدام خطوط دون وجود أي أزواج حرة على الذرات. كل نوع من هذين المخططين مفيد لغرض مختلف. والآن حان الوقت لحل بعض التدريبات.

ما عدد الإلكترونات المشاركة في رابطة مزدوجة بين ذرتي أكسجين؟

الأكسجين عنصر، ويمكننا إيجاد معلومات عن هذا العنصر في الجدول الدوري. العدد الذري لعنصر الأكسجين هو ثمانية. هذا يعني أن ذرات الأكسجين تحتوي على ثمانية بروتونات. وبما أن الذرات بطبيعتها متعادلة، فلدينا أيضًا ثمانية إلكترونات لوزن شحنة البروتونات الثمانية. يتعلق هذا السؤال بعدد الإلكترونات المشاركة في رابطة مزدوجة بين ذرتي أكسجين. الأكسجين مادة لا فلزية، لذا نتوقع وجود نوع معين من الروابط. وكلمة «المشاركة» المذكورة في السؤال توضح لنا أنها رابطة تساهمية.

هذا يعني أننا سنركز على إلكترونات التكافؤ. وإلكترونات التكافؤ هي ببساطة تلك الإلكترونات الموجودة في الغلاف الخارجي أو غلاف التكافؤ بالذرة أو الأيون. تحتوي ذرة الأكسجين على ثمانية إلكترونات، ويملأ أول إلكترونين الغلاف الإلكتروني الأول. أما الإلكترونات الستة المتبقية، فتشغل الغلاف الإلكتروني الثاني، لكن الغلاف الإلكتروني الثاني يمكن أن يمتلئ بثمانية إلكترونات بحد أقصى. يمكننا إيجاد المزيد من الإلكترونات لملء هذا الفراغ في ذرة الأكسجين الثانية. وبما أن غلاف التكافؤ هو المهم هنا، فسأحذف الغلاف الداخلي.

إذا اقتربت الذرتان من بعضهما البعض، تحدث مشاركة لبعض الإلكترونات بين النواتين، وهو ما يساعد على إنتاج توزيع أكثر استقرارًا. وبما أن هذا يتضمن مشاركة إلكترونات التكافؤ، فلدينا رابطة تساهمية. وبما أن هناك أربعة إلكترونات مشاركة في الرابطة، فإننا نتعامل مع رابطة تساهمية مزدوجة. والطريقة السريعة لمعرفة الحل هي تذكر أن الرابطة التساهمية المزدوجة بها أربعة إلكترونات، والرابطة الأحادية بها إلكترونان، والرابطة الثلاثية بها ستة إلكترونات. إذن ما عدد الإلكترونات المشتركة في الرابطة المزدوجة بين ذرتي أكسجين؟ أربعة.

والآن لنلق نظرة على النقاط الرئيسية التي تناولناها. الرابطة التساهمية هي رابطة كيميائية تتضمن مشاركة إلكترونات التكافؤ. يمكننا توقع عدد الروابط التساهمية التي تتكون بين ذرات مختلفة باستخدام قاعدة الثمانيات التي تنص على أن الذرات تتفاعل عادة للحصول على ثمانية إلكترونات تكافؤ إجمالًا. وتكون اللافلزات عادة روابط تساهمية إما مع بعضها البعض، وإما مع لا فلزات أخرى. والأنواع الأساسية للروابط التساهمية هي: الروابط الأحادية التي تتضمن مشاركة إلكترونين، والروابط المزدوجة التي تتضمن مشاركة أربعة إلكترونات، والروابط الثلاثية التي تتضمن مشاركة ستة إلكترونات.