تتنوع الروابط الكيميائية التي تجمع الذرات لتكوين جزيئات مختلفة، مصحوبة بإطلاق الطاقة نتيجة هذا الترابط. من بين هذه الروابط، تبرز الرابطتان الأيونية والتساهمية كأكثرها أهمية في تشكيل المواد. تهدف هذه المقالة إلى استعراض الاختلافات الجوهرية بين هذين النوعين من الروابط بشكل مفصل.
الرابطة الأيونية: نظرة عامة
تنشأ الرابطة الأيونية نتيجة انتقال الإلكترونات من ذرة إلى أخرى. يحدث هذا الانتقال بهدف تحقيق حالة الاستقرار في المدار الخارجي للذرات، لتشبه تركيب الغازات النبيلة. الذرة التي تفقد إلكترونات تصبح حاملة لشحنة موجبة، لأن عدد البروتونات يصبح أكبر من عدد الإلكترونات. تُعرف هذه الذرات بالفلزات. أما الذرة التي تكتسب الإلكترونات المفقودة، فتصبح حاملة لشحنة سالبة، لأن عدد الإلكترونات يصبح أكبر من عدد البروتونات، وتُعرف هذه الذرات باللافلزات.
مثال توضيحي على الرابطة الأيونية هو كلوريد الصوديوم (NaCl)، أو ما يعرف بملح الطعام. تحتوي ذرة الصوديوم على 11 بروتون و11 إلكترون، مما يعني وجود إلكترون واحد فقط في مدارها الأخير، تحتاج إلى التخلص منه لتحقيق الاستقرار. بينما تحتوي ذرة الكلور على 17 بروتون و17 إلكترون، أي أنها تحتاج إلى إلكترون واحد في مدارها الأخير. نتيجة لذلك، تتفاعل الذرتان مع بعضهما، فتفقد ذرة الصوديوم إلكترونًا وتصبح موجبة الشحنة، بينما تكتسب ذرة الكلور إلكترونًا وتصبح سالبة الشحنة.
الرابطة التساهمية: آلية التكوين
تتكون الرابطة التساهمية من خلال مشاركة الذرات للإلكترونات الموجودة في مداراتها الخارجية، بهدف الوصول إلى حالة الاستقرار. تحدث هذه المشاركة بين العناصر المتقاربة في الجدول الدوري، والتي تتشابه في مدى استعدادها لجذب الإلكترونات. هذا النوع من الذرات لا يميل إلى التبرع بإلكتروناته. تتشكل الروابط التساهمية بشكل أساسي بين اللافلزات.
الكربون مثال جيد على الرابطة التساهمية. تحتوي ذرة الكربون على 4 إلكترونات في مدارها الأخير، ولذلك لا تشكل روابط أيونية، بل روابط تساهمية، لحاجتها إلى 4 إلكترونات أخرى. فهي لا تميل إلى الكسب أو الفقد، وإنما إلى المشاركة. تحدث الرابطة التساهمية سواء كانت أحادية أو مزدوجة أو ثلاثية، تبعًا لعدد أزواج الإلكترونات الداخلة في التفاعل.
التمييز بين سمات الرابطة الأيونية والتساهمية
الجدول التالي يوضح أبرز الفروقات بين خصائص كل من الرابطة الأيونية والرابطة التساهمية:
وجه المقارنة | الرابطة الأيونية | الرابطة التساهمية |
---|---|---|
طبيعة الرابطة | تنتقل الإلكترونات بين الذرات | تشارك الذرات في الإلكترونات |
الشحنة | حاملة لشحنة | متعادلة كهربائياً |
قوة الرابطة | أقوى | أقل قوة من الأيونية |
الشكل | لا يوجد شكل محدد | يوجد شكل محدد |
التواجد في الطبيعة | أقل شيوعاً من التساهمية | أكثر شيوعاً حيث أن جزيئات الكائنات الحية ترتبط ارتباطاً تساهمياً |
درجة الانصهار | عالية | قليلة |
درجة الغليان | عالية | قليلة |
حالة المادة عند درجة حرارة الغرفة | صلبة | سائل أو غاز |
أمثلة على الروابط | كلوريد الصوديوم(NaCl) | غاز الميثان(CH4) حمض الهيدروكلوريك ( HCl ) حامض الكبريتك (H2So4) |
الأنواع الكيميائية التي تحدث بينها الروابط | بين الفلزات واللافلزات | بين اللافلزات |
المصادر
- Anne Marie Helmenstine, Ph.D. (23/1/2020),”Ionic vs Covalent Bonds – Understand the Difference”,thought co, Retrieved 9/1/2022. Edited.
- Tibi Puiu (28/1/2021),”What’s the difference between ionic and covalent bonds”,zme science, Retrieved 9/1/2022. Edited.
- “Ionic and Covalent Bonds”,chemistry libretexts, 12/9/2020, Retrieved 9/1/2022. Edited.
- Anne Marie Helmenstine, Ph.D. (23/1/2020),”Ionic vs Covalent Bonds – Understand the Difference”,thought co, Retrieved 9/1/2022. Edited.
- Tibi Puiu (28/1/2021),”What’s the difference between ionic and covalent bonds”,zme science, Retrieved 9/1/2022. Edited.
- Tibi Puiu (28/1/2021),”What’s the difference between ionic and covalent bonds”,zme science, Retrieved 9/1/2022. Edited.