ما الذي يمسك الذرات معاً؟ الروابط الأيونية والتساهمية والفلزية

لماذا تترابط الذرات

تترابط الذرات لأن ذلك يتيح لها الوصول إلى ترتيب أكثر استقراراً للإلكترونات الخارجية، وكثيراً ما يكون غلافاً خارجياً ممتلئاً مثل غلاف الغاز النبيل. ولا تشارك سوى الإلكترونات الخارجية، أي إلكترونات التكافؤ، ويمكن للذرات أن تتخلى عنها أو تأخذها أو تتشاركها. ويؤدي كل خيار إلى نوع مختلف من الروابط.

الروابط الأيونية: إعطاء الإلكترونات وأخذها

تتكوّن الرابطة الأيونية عادةً بين فلز ولافلز. تفقد ذرة الفلز إلكترونات وتصبح أيوناً موجباً، وتكتسبها ذرة اللافلز وتصبح أيوناً سالباً. والشحنات المختلفة تتجاذب بقوة، وهذا الجذب هو الرابطة الأيونية.

ملح الطعام هو المثال الكلاسيكي. تعطي ذرة الصوديوم إلكترونها الخارجي الوحيد لذرة كلور، فيتكوّن Na⁺ وCl⁻. وبلورة الملح لا تحتوي على أزواج NaCl منفصلة. بل يحيط بكل Na⁺ ستة أيونات Cl⁻ ويحيط بكل Cl⁻ ستة أيونات Na⁺، في نمط مكعب متكرر يسمى الشبكة البلورية.

المركبات الأيونية عادةً مواد صلبة قاسية وهشة ذات درجات انصهار عالية: فالملح ينصهر عند 801 °C. وهي لا توصل الكهرباء وهي صلبة، لكنها توصلها عندما تنصهر أو تذوب في الماء، لأن الأيونات تصبح حينئذ حرة الحركة.

الروابط التساهمية: تشارك الإلكترونات

تتكوّن الرابطة التساهمية عادةً بين ذرتي لافلز. فلا تشدّ أي من الذرتين بقوة كافية لانتزاع الإلكترونات من الأخرى، لذا تتشاركان بدلاً من ذلك زوجاً من الإلكترونات. ويُجذب الزوج المشترك إلى النواتين معاً، مما يمسك الذرتين. وتسمى مجموعة الذرات المترابطة بهذه الطريقة جزيئاً.

في جزيء الماء H₂O تتشارك ذرة الأكسجين زوجاً واحداً من الإلكترونات مع كل من ذرتي الهيدروجين. بدأ الأكسجين بـ 6 إلكترونات خارجية ولديه الآن 8 حوله، ولكل هيدروجين الآن 2، أي غلاف أول ممتلئ. ويمكن للذرات أن تتشارك زوجين أيضاً، فتكوّن رابطة ثنائية كما في O₂، أو ثلاثة أزواج، فتكوّن رابطة ثلاثية كما في N₂.

كثير من المواد التساهمية لها درجات انصهار وغليان منخفضة، لذا فهي كثيراً ما تكون غازات أو سوائل في درجة حرارة الغرفة؛ فالماء يغلي عند 100 °C. وبعضها، مثل الماس، يكوّن شبكات عملاقة من الروابط التساهمية وهو شديد الصلابة.

الروابط الفلزية: بحر من الإلكترونات

في الفلز تُطلق الذرات إلكتروناتها الخارجية في مجمّع مشترك يتحرك بحرية عبر الفلز كله. وما يتبقى هو ترتيب منتظم من أيونات الفلز الموجبة، يمسكها معاً هذا «البحر» من الإلكترونات. والجذب بين الأيونات والإلكترونات المتحركة هو الرابطة الفلزية.

تنقل الإلكترونات الحرة التيار الكهربائي، ولهذا يُستخدم النحاس في الأسلاك، وتنقل الحرارة، ولهذا تسخن ملعقة الفلز في الحساء الساخن بسرعة. ولأن الروابط ليست ثابتة بين ذرات بعينها، يمكن لطبقات الأيونات أن تنزلق بعضها فوق بعض، لذا تنثني الفلزات ويمكن طرقها إلى صفائح بدلاً من أن تتحطم.

استخدام الكهرسلبية لتوقع الرابطة

تقيس الكهرسلبية مدى قوة شدّ الذرة للإلكترونات المشتركة. ولمقارنة ذرتين، اطرح القيمة الأصغر من الأكبر. وكدليل تقريبي، فإن فرقاً أقل من نحو 0.4 يعني أن الإلكترونات متشاركة بالتساوي تقريباً (تساهمية غير قطبية)، وفرقاً بين نحو 0.4 و1.7 يعني أنها متشاركة بشكل غير متساوٍ (تساهمية قطبية)، وفرقاً أكبر من نحو 1.7 يعني عادةً رابطة أيونية.

كلوريد الصوديوم: 3.16 − 0.93 = 2.23، لذا فالرابطة أيونية. الماء: يختلف الأكسجين (3.44) والهيدروجين (2.20) بمقدار 1.24، لذا فالرابطتان O–H تساهميتان قطبيتان. يشدّ الأكسجين الإلكترونات المشتركة أقرب ويحمل شحنة سالبة صغيرة، بينما ذرتا الهيدروجين موجبتان قليلاً. غاز الكلور Cl₂: 3.16 − 3.16 = 0، لذا فالإلكترونات متشاركة بالتساوي تماماً.

هذه الحدود إرشادات تقريبية، وتستخدم الكتب أعداداً مختلفة قليلاً، لأن الترابط في الحقيقة مقياس متدرج. وتنجح قاعدة مختصرة في معظم الأحيان: فلز + لافلز يعطي رابطة أيونية، ولافلز + لافلز يعطي رابطة تساهمية، وفلز + فلز يعطي رابطة فلزية.