الدرس الاول: الروابط الكيميائية
المتوسط - الصف الثامن
الدرس الأول: الروابط الكيميائية
الفكرة الرئيسية
تنشأ الروابط الكيميائية بين الذرات من خلال فقد الإلكترونات أو كسبها أو المشاركة فيها، بهدف الوصول إلى حالة الاستقرار (اكتمال مستوى الطاقة الخارجي بثمانية إلكترونات أو إلكترونين كما في حالة الهيدروجين).
أولاً: ما الرابطة الكيميائية؟
الرابطة الكيميائية: هي قوة تجاذب تنشأ بين ذرتين أو أكثر، وتحدث نتيجة فقد الذرة لإلكتروناتها، أو اكتسابها، أو المشاركة بها مع ذرة أخرى.
الهدف من الرابطة: الوصول إلى حالة الاستقرار، حيث تصبح الذرة مشابهة في تركيبها الإلكتروني لأحد الغازات النبيلة (التي تمتلك 8 إلكترونات في مستوى طاقتها الخارجي، باستثناء الهيليوم الذي يمتلك إلكترونين).
ثانيًا: الرابطة الأيونية
الرابطة الأيونية
هي قوة تجاذب كهربائي تنشأ بين أيون موجب (فلز فقد إلكترونات) و أيون سالب (لافلز اكتسب إلكترونات).
تحدث هذه الرابطة عندما تنتقل الإلكترونات بشكل كامل من ذرة الفلز إلى ذرة اللافلز، مما يؤدي إلى تكون أيونات مختلفة الشحنة تتجاذب مع بعضها البعض بقوة.
2. أمثلة محلولة
- الصوديوم (Na): (2,8,1) يفقد 1 إلكترون ← أيون موجب (Na⁺).
- الكلور (Cl): (2,8,7) يكسب 1 إلكترون ← أيون سالب (Cl⁻).
- يحدث تجاذب ليتكون NaCl.
- المغنيسيوم (Mg): (2,8,2) يفقد 2 إلكترون ← (Mg²⁺).
- الفلور (F): (2,7) يكسب 1 إلكترون ← (F⁻).
- نحتاج ذرتي فلور (2F⁻) لمعادلة شحنة المغنيسيوم (+2) ← الصيغة MgF₂.
- الليثيوم (Li): (2,1) يفقد 1 إلكترون ← (Li⁺).
- الكلور (Cl): (2,8,7) يكسب 1 إلكترون ← (Cl⁻).
- الصيغة الناتجة LiCl.
3. الأيونات متعددة الذرات
أيون يتكون من نوعين أو أكثر من الذرات المرتبطة معًا، ويحمل شحنة كهربائية.
| الأيون | الرمز | الشحنة |
|---|---|---|
| أمونيوم | NH₄⁺ | +1 |
| نترات | NO₃⁻ | -1 |
| هيدروكسيد | OH⁻ | -1 |
| كربونات | CO₃²⁻ | -2 |
| كبريتات | SO₄²⁻ | -2 |
| فوسفات | PO₄³⁻ | -3 |
4. كتابة الصيغ الكيميائية للمركبات الأيونية
الصيغة الكيميائية: هي تعبير رمزي يوضح نوع وعدد الذرات المكونة للمركب.
| المطلوب | الأيونات | الشحنات | الصيغة النهائية |
|---|---|---|---|
| أكسيد الليثيوم | Li⁺ , O²⁻ | 1 , 2 | Li₂O |
| هيدروكسيد المغنيسيوم | Mg²⁺ , OH⁻ | 2 , 1 | Mg(OH)₂ |
| نترات الصوديوم | Na⁺ , NO₃⁻ | 1 , 1 | NaNO₃ |
| بايكربونات البوتاسيوم | K⁺ , HCO₃⁻ | 1 , 1 | KHCO₃ |
| كربونات الكالسيوم | Ca²⁺ , CO₃²⁻ | 2 , 2 (تُبسط) | CaCO₃ |
| فوسفات الكالسيوم | Ca²⁺ , PO₄³⁻ | 2 , 3 | Ca₃(PO₄)₂ |
ثالثًا: الرابطة التساهمية
1. كيف تنشأ؟
تنشأ بين ذرات اللافلزات. بدلًا من الفقد والكسب، تقوم الذرتان بـ المشاركة في إلكترونات التكافؤ.
كل ذرة تشارك بإلكترون واحد. يتكون زوج إلكتروني مشترك يدور حول النواتين.
كل ذرة تحتاج إلكترون واحد لتصل لـ 8. تشارك كل منهما بإلكترون لتكوين رابطة أحادية.
الأكسجين يحتاج إلكترونين. يرتبط برابطتين تساهميتين مع ذرتي هيدروجين.
مشاركة إلكترون من الهيدروجين وإلكترون من الفلور لتكوين رابطة واحدة.
رابعًا: مقارنة الخصائص الفيزيائية
| الخاصية | المركبات الأيونية | المركبات التساهمية |
|---|---|---|
| الانصهار والغليان | مرتفعة جدًا (قوى تجاذب قوية). مثال: NaCl ينصهر عند 801°C | منخفضة (قوى تجاذب ضعيفة). مثال: الماء يغلي عند 100°C |
| التوصيل الكهربائي | توصل في حالة المحلول أو المصهور فقط (وجود أيونات حرة). | لا توصل في معظم الحالات (عدم وجود أيونات حرة). |
| الصلابة والحالة | صلبة وهشة. | تتنوع بين غاز، سائل، وصلب. |
خامسًا: نشاط عملي (أيوني أم تساهمي؟)
الهدف: التمييز بين الملح (أيوني) والسكر (تساهمي)
- الملح: لا ينصهر بسهولة (يحتاج حرارة عالية).
- السكر: ينصهر بسرعة ويتحول لكراميل.
- محلول الملح: يضيء المصباح (يوصل).
- محلول السكر: لا يضيء المصباح (لا يوصل).
سادسًا: أسئلة التحقق
رابطة تنشأ بين أيون موجب (فلز) وأيون سالب (لافلز) نتيجة التجاذب الكهربائي.
KHCO₃
كل ذرة فلور (7 إلكترونات تكافؤ) تشارك بإلكترون واحد، لتكوين رابطة أحادية، فيصبح حول كل ذرة 8 إلكترونات.
خلاصة الدرس
- الرابطة الأيونية: فقد وكسب إلكترونات (فلز + لافلز). مركباتها صلبة، انصهارها عالٍ، وتوصل الكهرباء.
- الرابطة التساهمية: مشاركة إلكترونات (لافلزات). مركباتها انصهارها منخفض، ولا توصل الكهرباء غالبًا.
- الصيغة الكيميائية: يجب أن تكون الشحنة الكلية للمركب صفرًا.