ملخص الفصل ٤: الروابط التساهمية

4-1 الرابطة التساهمية

• الرابطة التساهمية رابطة كيميائية تنتج عن مشاركة ذرتين في زوج أو أكثر من إلكترونات التكافؤ، والجزيء هو الناتج عن ارتباط ذرتين أو أكثر بروابط تساهمية.
• تكون الرابطة أحادية أو ثنائية أو ثلاثية بحسب عدد أزواج الإلكترونات المشتركة؛ فالرابطة الأحادية رابطة سيجما (σ)، والروابط الإضافية في الثنائية والثلاثية روابط باي (π)؛ ففي الثنائية رابطة باي واحدة وفي الثلاثية رابطتان.
• كلما قصر طول الرابطة زادت قوتها وزادت طاقة تفككها، والتفاعل الطارد للطاقة يطلق طاقة أكثر مما يمتص، والماص للطاقة يمتص أكثر مما يطلق.

راجع صفحة ١١٨ في الكتاب

4-2 تسمية الجزيئات

• عند تسمية المركب الجزيئي الثنائي يُذكر اسم العنصر الثاني في الصيغة أولًا مع المقطع (يد)، ثم اسم العنصر الأول كاملًا، مثل أكسيد النيتروجين.
• تُستعمل البادئات (أحادي، ثنائي، ثلاثي، رباعي، خماسي...) لبيان عدد ذرات كل عنصر، فالمركب P₂O₅ هو خامس أكسيد ثنائي الفوسفور.
• لبعض المركبات الجزيئية أسماء شائعة مثل الماء والأمونيا NH₃، وتُسمى الأحماض الثنائية والأحماض الأكسجينية بقواعد خاصة.

راجع صفحة ١٢٦ في الكتاب

4-3 التراكيب الجزيئية

• الصيغة البنائية نموذج يوضح المواقع النسبية للذرات والروابط بينها في الجزيء باستعمال الرموز والخطوط، ويُرسم تركيب لويس بخطوات منتظمة.
• لرسم تركيب لويس: تُختار الذرة المركزية الأقل جذبًا للإلكترونات، ويُحسب مجموع إلكترونات التكافؤ وأزواج الربط، ثم تُوزع الأزواج المتبقية حتى تتحقق القاعدة الثمانية.
• الرنين حالة يمكن فيها رسم أكثر من تركيب لويس صحيح للجزيء، وتوجد حالات شاذة عن القاعدة الثمانية في بعض الجزيئات.

راجع صفحة ١٣١ في الكتاب

4-4 أشكال الجزيئات

• يعتمد نموذج التنافر بين أزواج إلكترونات التكافؤ VSEPR على أن أزواج الإلكترونات حول الذرة المركزية تتباعد إلى أقصى درجة ممكنة، فيتحدد بذلك شكل الجزيء.
• زاوية الرابطة هي الزاوية بين ذرتين جانبيتين والذرة المركزية، والأزواج غير الرابطة تحتل حيزًا أكبر فتضغط الأزواج الرابطة.
• التهجين عملية تختلط فيها المستويات الفرعية لتكوين مستويات مهجنة متماثلة، مثل sp³ في جزيء الميثان CH₄ ذي الشكل رباعي الأوجه المنتظم.

راجع صفحة ١٤٠ في الكتاب

4-5 الكهروسالبية والقطبية

• الكهروسالبية مقياس لقدرة الذرة على جذب إلكترونات الرابطة، والفلور أعلى العناصر كهروسالبية (3.98)، ويحدد فرق الكهروسالبية نوع الرابطة.
• إذا كان فرق الكهروسالبية صفرًا فالرابطة تساهمية غير قطبية، وإذا كان بين 0.4 و 1.7 فهي تساهمية قطبية، وإذا زاد على 1.7 فهي أيونية غالبًا.
• يكون الجزيء قطبيًا إذا كان شكله غير متماثل وروابطه قطبية، وتؤثر القطبية في خواص المركبات التساهمية كالذوبانية ودرجات الانصهار.

راجع صفحة ١٤٤ في الكتاب

مثال محلول

استعمل قيم الكهروسالبية (H = 2.20 و Cl = 3.16) لتحديد نوع الرابطة في جزيء كلوريد الهيدروجين HCl.

1. احسب فرق الكهروسالبية: ΔEN = 3.16 - 2.20 = 0.96.
2. قارن الناتج بالحدود: 0.96 أكبر من 0.4 وأصغر من 1.7.
3. إذن الرابطة تساهمية قطبية، وتنجذب إلكترونات الرابطة أكثر نحو الكلور فيحمل شحنة جزئية سالبة.
4. تحقق: 2.20 + 0.96 = 3.16، والقيمة تقع ضمن مدى الروابط التساهمية القطبية في جدول فرق الكهروسالبية.

الإجابة: فرق الكهروسالبية 0.96، والرابطة تساهمية قطبية.