Back to chapter

9.6:

الترابط التساهمي وهياكل لويس

JoVE Core
Chemistry
A subscription to JoVE is required to view this content.  Sign in or start your free trial.
JoVE Core Chemistry
Covalent Bonding and Lewis Structures

Languages

Share

تتشكل الروابط التساهمية بين اللافلزات من خلال مشاركة إلكترونات التكافؤ. لكن لماذا تفضل اللافلزات مشاركة الإلكترونات،بدلاًمن نقلها كما في الروابط الأيونية؟اللافلزات لها طاقات تأين عالية،مما يجعل من الصعب نقل إلكترونات التكافؤ من ذرة إلى أخرى. لنضع في اعتبارنا جزيء الأمونيا.تتطلب ذرة النيتروجين ثلاثة إلكترونات أخرى للوصول إلى مجموعه ثمانية،وتحتاج ذرة الهيدروجين إلى إلكترون واحد للوصول إلى دويتو. لذلك،ترتبط ذرة النيتروجين مع ثلاث ذرات هيدروجين،حتي يستطيع كلا النيتروجين والهيدروجين الوصول إلى تكوينات إلكترونية مستقرة. بما أن،كل من هذه الروابط،تشترك في زوج واحد من الإلكترونات،يطلق عليه رابطة أحادية.زوج الإلكترونات المشترك في الرابطة التساهمية يسمى زوج الترابط. إلكترونات التكافؤ،التي لا تشارك في الترابط،تسمى الزوج الوحيد أو الإلكترونات غير المترابطة. مع 6 إلكترونات تكافؤ،تحتاج ذرات الأكسجين إلكترونين آخرين للوصول إلى الثمانية.لذلك،تشترك ذرتان من الأكسجين في زوجين من الإلكترونات،لتشكيل رابطة ثنائية. النيتروجين،من ناحية أخرى،يتشارك ثلاثة إلكترونات غير متزاوجة،في شكله ثنائي الذرة،لخلق رابطة ثلاثية. الروابط الاحادية والمتعددة،تختلف من حيث طول الرابطة وقوتها.الروابط الثلاثية أقصر من الروابط الثنائية،والتي بدورها أقصر من الروابط الأحادية. تزداد قوة الرابطة مع تعدد الروابط. لهذا يصعب كسر الرابطة الثلاثية في النيتروجين،مما يجعلها غير تفاعلية نسبيًا.يساعد نموذج لويس على التنبؤ بالبنية والاستقرار للجزيئات. وفقًا لنموذج لويس،H2O هو جزيء مستقر لأن كلا من الأكسجين والهيدروجين قد حققوا إلكترونًا مستقر التكوين. إذا كان الأكسجين يشارك الإلكترونات مع ذرة هيدروجين واحدة فقط،فإنّجزيء OH الناتج غير مستقر،حيث يحتوي الأكسجين فقط على سبعة إلكترونات تكافؤ ولا يمكنها الوصول إلى الثمانية.ومع ذلك،إذا تمت إضافة إلكترون إضافي إلى الأكسجين لإكمال الثمانية،يصبح أيون الهيدروكسيد الناتج مستقرًا و له شحنة سالبة. الروابط التساهمية اتجاهية،لأن الإلكترونات المشتركة تربط اثنين من زوج محدد من الذرات. في المقابل،فإن الروابط الأيونية غير اتجاهية،وتحفظ أيونات عديدة في الشبكة.وهكذا،في المركب التساهمي،تعتبر الجزيئات الفردية وحدات أساسية.

9.6:

الترابط التساهمي وهياكل لويس

بالمقارنة مع الروابط الأيونية، التي تنتج عن انتقال الإلكترونات بين الذرات المعدنية وغير المعدنية ، تنتج الروابط التساهمية من الجذب المتبادل للذرات من أجل زوج “مشارَك” من الإلكترونات.  

تتشكل الروابط التساهمية بين ذرتين عندما يكون لكل منهما ميول متشابهة لجذب الإلكترونات إلى ذرتين (أي عندما يكون لكلتا الذرتين طاقات تأين متطابقة أو متشابهة إلى حد ما وانتماءات إلكترونية).  

الخصائص الفيزيائية للمركبات التساهمية

تظهر المركبات التي تحتوي على روابط تساهمية خصائص فيزيائية مختلفة عن المركبات الأيونية. نظراً لأن التجاذب بين الجزيئات المحايدة كهربائياً أضعف من التجاذب بين الأيونات المشحونة كهربائياً، فإن المركبات التساهمية لها عموماً نقاط انصهار وغليان أقل بكثير من المركبات الأيونية. في الواقع، العديد من المركبات التساهمية عبارة عن سوائل أو غازات في درجة حرارة الغرفة، وفي حالتها الصلبة، تكون عادةً أكثر ليونة من المواد الصلبة الأيونية. علاوة على ذلك، في حين أن المركبات الأيونية هي موصلات جيدة للكهرباء عند إذابتها في الماء، فإن معظم المركبات التساهمية تكون غير قابلة للذوبان في الماء؛ نظراً لكونها محايدة كهربائياً، فهي موصلة رديئة للكهرباء في أي حالة.

تكوين الروابط التساهمية

غالباً ما تشكل الذرات اللافلزية روابط تساهمية مع ذرات غير معدنية أخرى. على سبيل المثال ، يحتوي جزيء الهيدروجين، H2، على رابطة تساهمية بين ذرتي الهيدروجين. تقترب ذرتا هيدروجين منفصلتان مع طاقة كامنة معينة من بعضهما البعض، وتبدأ مدارات التكافؤ (1s) بالتداخل. ثم تتفاعل الإلكترونات المفردة في كل ذرة هيدروجين مع كلتا النوى الذرية، وتحتل الفراغ حول كلتا الذرتين. تعمل الجاذبية القوية لكل إلكترون مشترك لكلا النوى على استقرار النظام ، وتقل الطاقة الكامنة مع انخفاض مسافة الرابطة. إذا استمرت الذرات في الاقتراب من بعضها البعض، تبدأ الشحنات الموجبة في النواتين في التنافر، وتزداد الطاقة الكامنة. يتم تحديد طول الرابطة من خلال المسافة التي يتم عندها الوصول إلى أدنى طاقة محتملة.

من الضروري أن نتذكر أنه يجب إضافة الطاقة لكسر الروابط الكيميائية (عملية ماصة للحرارة) ، بينما يؤدي تكوين روابط كيميائية إلى إطلاق الطاقة (عملية طاردة للحرارة). في حالة H 2، تكون الرابطة التساهمية قوية جداً؛ يجب إضافة كمية كبيرة من الطاقة، 436 كيلو جول، لكسر الروابط في مول واحد من جزيئات الهيدروجين وتسبب انفصال الذرات:

Eq1

على العكس من ذلك، يتم إطلاق نفس القدر من الطاقة عندما يتكون مول واحد من جزيئات H2 من مولين من ذرات H:

Eq2

هياكل لويس

يمكن استخدام رموز لويس للإشارة إلى تكوين الروابط التساهمية، والتي تظهر في تراكيب لويس، والرسومات التي تصف الترابط في الجزيئات والأيونات متعددة الذرات. على سبيل المثال، عندما تشكل ذرتان من الكلور جزيء كلور، فإنهما يشتركان في زوج واحد من الإلكترونات:

Figure1

تشير بنية لويس إلى أن كل ذرة Cl بها ثلاثة أزواج من الإلكترونات غير مستخدمة في الترابط (تسمى أزواجاً وحيدة) وزوجاً مشتركاً من الإلكترونات (مكتوباً بين الذرات). يستخدم الخط الفاصل (أو الخط) أحياناً للإشارة إلى زوج مشترك من الإلكترونات:  Cl—Cl.

  • يسمى زوج واحد مشترك من الإلكترونات رابطة واحدة. تتفاعل كل ذرة Cl مع ثمانية إلكترونات تكافؤ: ستة في الأزواج المنفردة واثنان في الرابطة الواحدة.
  • ومع ذلك، قد يحتاج زوج من الذرات إلى مشاركة أكثر من زوج واحد من الإلكترونات من أجل تحقيق الثمانية المطلوبة. تتكون الرابطة المزدوجة عندما يتشارك زوجان من الإلكترونات بين زوج من الذرات، كما هو الحال بين ذرات الكربون والأكسجين في CH2O (الفورمالديهايد) وبين ذرتي الكربون في C2H4 (إيثيلين). 
    Figure2
  • تتشكل الرابطة الثلاثية عند مشاركة ثلاثة أزواج من الإلكترونات بواسطة زوج من الذرات ، كما هو الحال في أول أكسيد الكربون (CO) وأيون السيانيد (CN–).
    Figure3

يمكن استخدام الجدول الدوري للتنبؤ بعدد إلكترونات التكافؤ في الذرة وعدد الروابط التي سيتم تشكيلها للوصول إلى ثماني بتات. ملأت عناصر المجموعة 18 مثل الأرجون والهيليوم تكوين الإلكترون ونادراً ما تشارك في الترابط الكيميائي. ومع ذلك، فإن ذرات المجموعة 17، مثل البروم أو اليود، تحتاج فقط إلى إلكترون واحد للوصول إلى المجموعة الثمانية. ومن ثم يمكن للذرات التي تنتمي إلى المجموعة 17 أن تشكل رابطة تساهمية واحدة. تحتاج ذرات المجموعة 16  إلى إلكترونين للوصول إلى المجموعة الثمانية; لذلك يمكن تكوين رابطتين تساهمية. وبالمثل، يحتاج الكربون الذي ينتمي إلى المجموعة 14 إلى 4 إلكترونات أخرى للوصول إلى المجموعة الثمانية;&nbspوبالتالي يمكن للكربون تكوين أربع روابط تساهمية.

هذا النص مقتبس من Openstax, Chemistry 2e, Section 7.2: Covalent Bonds and Openstax, Chemistry 2e, Section 7.3: Lewis Symbols and Structures.