أشكال الروابط الكيميائية المختلفة

أنواع الروابط الكيميائية

تسعى الذرات إلى تكوين روابط كيميائية مع الذرات الأخرى لتحقيق حالة من الاستقرار. تختلف الاحتياجات للروابط بين الذرات؛ حيث تتطلب بعض الذرات روابط لاكتساب أو فقدان أو مشاركة الإلكترونات، بهدف الوصول إلى غلاف تكافؤ مشبع بـ 8 إلكترونات. وتُصنف أنواع الروابط الكيميائية إلى ما يلي:

الروابط الأيونية

تُعتبر الروابط الأيونية هي تلك التي تتشكل بين العناصر ذات الشحنات المتضادة. تنشأ الأيونات عندما تفقد الذرة إلكتروناً أو تكتسبه، مما يؤدي إلى زيادة استقرارها. الأيونات الموجبة الناتجة عن فقدان الإلكترونات تُعرف بالكاتيونات، في حين تُعرف الأيونات السالبة الناتجة عن اكتساب الإلكترونات بالأنيونات.

نقل الإلكترون

تُعرف حركة الإلكترون باسم نقل الإلكترون، وعند إنشاء الروابط الأيونية يجب نقل الإلكترونات بين الذرات. على سبيل المثال، يحتوي عنصر الصوديوم (Na) على إلكترون واحد فقط في غلافه الخارجي، مما يجعله يميل إلى فقدان هذا الإلكترون بدلاً من استقباله 7 إلكترونات أخرى. وعند فقدانه، يكتسب شحنة موجبة (+1) ويُطلق عليه أيون الصوديوم. بالمقابل، يحتوي الكلور (Cl) على 7 إلكترونات في غلافه الخارجي، حيث يميل إلى اكتساب إلكترون واحد ليصبح ذو شحنة سالبة (-1)، ويعرف بأيون الكلوريد.

مثال على الروابط الأيونية

تتحد أيونات الصوديوم الموجبة مع أيونات الكلوريد السالبة عن طريق فقد الصوديوم لإلكترون واحد، والذي يُعطى للكلور، مما يؤدي إلى تكوين كلوريد الصوديوم، المعروف أيضاً بملح الطعام.

الروابط التساهمية

تُعتبر الروابط التساهمية من أقوى وأشهر الروابط الكيميائية، حيث تتشكل عندما يشارك عنصران بإلكترون واحد. تتواجد هذه الروابط بين العناصر في خلايا الجسم، وهي أقوى من الروابط الأيونية ولا تتفكك في الماء.

مثال على الروابط التساهمية

الرابطة بين ذرات الهيدروجين والأكسجين تُعتبر المثال الأبرز للروابط التساهمية، حيث يرتبط الهيدروجين مع الأكسجين لتكوين جزيء الماء عبر مشاركة إلكترون واحد، مما يُمكن الأكسجين من الاستفادة من إلكترونين من ذرتين من الهيدروجين. لذا، يتكون جزيء الماء من ذرة أكسجين واحدة وذرتين من الهيدروجين. وتنقسم الروابط التساهمية إلى نوعين: القطبية وغير القطبية، فيما يلي شرح لكل نوع:

الروابط التساهمية القطبية

تُعرف الروابط التساهمية القطبية بأنها الروابط التي تتقاسم فيها الذرات الإلكترونات بشكل غير متساوٍ، بسبب انجذاب الإلكترونات إلى نواة إحدى الذرات، وهذه الظاهرة تُعرف بالسالبية الكهربية. الذرات ذات السالبية الكهربية العالية تميل إلى جذب الإلكترونات، مما يؤدي إلى شحنة جزئية سالبة أو موجبة تُعرف باسم ثنائي القطب. جزيء الماء يُعتبر مثالاً واضحاً على هذا النوع من الروابط، حيث إن الأكسجين يظهر سالبية كهربية أعلى من الهيدروجين، ما يجعل الإلكترونات تتركز بالقرب من نواة الأكسجين.

الروابط التساهمية غير القطبية

تتكون الروابط التساهمية غير القطبية بين ذرتين من نفس العنصر أو بين عناصر مختلفة تتمتع بسالبية كهربية متساوية. على سبيل المثال، يُعتبر غاز الميثان غير قطبي، لأن السالبية الكهربية للكربون والهيدروجين متقاربة جداً، ما يؤدي إلى تشكيل روابط تساهمية غير قطبية.

الروابط الهيدروجينية

تتكون الروابط الهيدروجينية بين جزيئات الماء، حيث تنجذب ذرة الهيدروجين إلى ذرة الأكسجين في المركب المجاور، مما يؤدي إلى ترابط جزئين من الماء مع بعضهما البعض. ورغم أن هذه الروابط ضعيفة، إلا أنها قوية بما يكفي لتكوين الماء، ولها خصائص عديدة مثل التوتر السطحي العالي، والحرارة النوعية، وحرارة التبخر، وتلعب دوراً مهماً في تحديد وتضاعف جزيئات الحمض النووي.

قوى فان دير فالس

تعد قوى فان دير فالس ضعيفة مثل الروابط الهيدروجينية، وتتشكل بين الذرات القطبية المرتبطة تساهمياً في جزيئات مختلفة بسبب الشحنات الجزيئية المؤقتة التي تنشأ نتيجة حركة الإلكترونات حول النواة. يزداد الترابط بين الجزيئات عندما تقل المسافة بينها، وهي لا تعتمد على درجات الحرارة. المواد الصلبة المرتبطة بقوى فان دير فالس تتميز بدرجة غليان منخفضة، بينما المواد المرتبطة بالروابط التساهمية أو الأيونية تتمتع بدرجة غليان مرتفعة.

أمثلة على قوى فان دير فالس

تُعتبر قوى الترابط التي تحدث في جزيئات البروتين من أشهر الأمثلة على قوى فان دير فالس، فهي تساهم في ربط جزيئات البروتين مع جزيئات أخرى في المحلول أو على أسطح الخلايا.