الروابط الكيميائية

"الفلزات" هي عناصر تحتوي في مستواها الأخير على عدد قليل من الإلكترونات (١ أو ٢ أو ٣ إلكترونات).

لكي تستقر، هي "تميل إلى فقد" هذه الإلكترونات القليلة، وعندما تفقدها، تتحول إلى "أيون موجب" (كاتيون).

مثال: ذرة الصوديوم (Na) توزيعها (٢, ٨, ١). تميل إلى "فقد" هذا الإلكترون الوحيد، فتصبح أيون صوديوم موجب (Na⁺) توزيعه (٢, ٨)، وهو نفس توزيع غاز النيون الخامل.

"اللافلزات" هي عناصر تحتوي في مستواها الأخير على عدد كبير من الإلكترونات (٥ أو ٦ أو ٧ إلكترونات).

لكي تستقر، هي "تميل إلى اكتساب" إلكترونات لتكمل مستواها الأخير إلى ٨، وعندما تكتسب، تتحول إلى "أيون سالب" (أنيون).

مثال: ذرة الكلور (Cl) توزيعها (٢, ٨, ٧). تميل إلى "اكتساب" إلكترون واحد، فتصبح أيون كلوريد سالب (Cl⁻) توزيعه (٢, ٨, ٨)، وهو نفس توزيع غاز الأرجون الخامل.

هو ذرة عنصر "فلزي" فقدت إلكتروناً أو أكثر.

• يكون عدد "البروتونات الموجبة" فيه "أكبر" من عدد الإلكترونات السالبة.
• يحمل شحنات موجبة تساوي عدد الإلكترونات التي فقدها.
• يكون عدد "مستويات الطاقة" فيه "أقل" من عدد مستويات الطاقة في ذرته الأصلية (لأنه فقد مستوى كاملاً).

هو ذرة عنصر "لا فلزي" اكتسبت إلكتروناً أو أكثر.

• يكون عدد "الإلكترونات السالبة" فيه "أكبر" من عدد البروتونات الموجبة.
• يحمل شحنات سالبة تساوي عدد الإلكترونات التي اكتسبها.
• يكون عدد "مستويات الطاقة" فيه "مساوياً" لعدد مستويات الطاقة في ذرته الأصلية (لأنه يكمل نفس المستوى).

لا تحدث هذه الرابطة بالمشاركة، بل بـ "الفقد والاكتساب" الكامل.

مثال (تكوين كلوريد الصوديوم NaCl):

• ذرة الصوديوم (Na 11) الفلزية (توزيعها ٢, ٨, ١) "تفقد" إلكترون مستواها الأخير وتتحول إلى أيون صوديوم موجب (Na⁺).
• ذرة الكلور (Cl 17) اللافلزية (توزيعها ٢, ٨, ٧) "تكتسب" هذا الإلكترون وتتحول إلى أيون كلوريد سالب (Cl⁻).
• يحدث "تجاذب كهربي" قوي بين الأيون الموجب (Na⁺) والأيون السالب (Cl⁻) لتكوين "مركب أيوني" متعادل الشحنة وهو ملح الطعام (NaCl).

• لا يمكن أن تنشأ الرابطة الأيونية بين ذرتين لعنصر "فلزي" واحد (لأن كلاهما يميل للفقد).
• لا يمكن أن تنشأ الرابطة الأيونية بين ذرتين لعنصر "لا فلزي" واحد (لأن كلاهما يميل للاكتساب).
• الرابطة الأيونية تنتج "جزيئات مركبات" فقط (مثل NaCl, MgO)، ولا يمكن أن تنتج "جزيئات عناصر" (مثل O₂ أو H₂).

بما أن كلا الذرتين من اللافلزات (تميلان للاكتساب)، فلا يمكن لأي منهما أن "تفقد" إلكترونات. لذلك، يتم الحل عن طريق "المشاركة".

تتم "المشاركة" بالإلكترونات، حيث تساهم كل ذرة بعدد من إلكترونات مستواها الأخير، وتصبح هذه الإلكترونات المشتركة (الزوج الرابط) في حيازة كلا الذرتين في نفس الوقت، ليكتمل مستوى الطاقة الأخير لهما معاً.

• يمكن أن تنشأ بين ذرتين لعنصر لافلز "واحد" (لتكوين جزيء عنصر مثل H₂ أو O₂).
• يمكن أن تنشأ بين ذرتين لعنصرين لافلزيين "مختلفين" (لتكوين جزيء مركب مثل H₂O أو HCl).

هي الرابطة التي تشارك فيها كل ذرة بـ "إلكترون واحد" فقط.

النتيجة: يتكون "زوج واحد" من الإلكترونات المشتركة (إجمالي ٢ إلكترون). ويُرمز لها بخط واحد (-).

أمثلة: الرابطة في جزيء الهيدروجين (H₂)، والروابط في جزيء الماء (H₂O)، والرابطة في كلوريد الهيدروجين (HCl).

هي الرابطة التي تشارك فيها كل ذرة بـ "إلكترونين".

النتيجة: يتكون "زوجان" من الإلكترونات المشتركة (إجمالي ٤ إلكترونات). ويُرمز لها بخطين (=).

مثال: الرابطة في جزيء الأكسجين (O₂)، حيث تحتاج كل ذرة أكسجين (٢, ٦) إلى إلكترونين، فتشارك كل ذرة بإلكترونين.

هي الرابطة التي تشارك فيها كل ذرة بـ "ثلاثة إلكترونات".

النتيجة: يتكون "ثلاثة أزواج" من الإلكترونات المشتركة (إجمالي ٦ إلكترونات). ويُرمز لها بثلاثة خطوط (≡).

مثال: الرابطة في جزيء النيتروجين (N₂)، حيث تحتاج كل ذرة نيتروجين (٢, ٥) إلى ثلاثة إلكترونات، فتشارك كل ذرة بثلاثة إلكترونات.