أنواع الروابط الكيميائية المختلفة

أنواع الروابط الكيميائية

تحتاج الذرات إلى تكوين روابط كيميائية مع بعضها البعض لتحقيق حالة من الاستقرار. تختلف الذرات في مدى حاجتها إلى الروابط، فبعضها يحتاج إلى تكوين رابطة من أجل اكتساب أو فقد أو مشاركة الإلكترونات بهدف أن يتكون غلاف تكافؤها من 8 إلكترونات. ومن الأنواع الأساسية للروابط الكيميائية ما يلي:

الروابط الأيونية

تتكون الروابط الأيونية بين العناصر ذات الشحنات المتعاكسة، حيث تُشكل الأيونات عند فقد أو اكتساب الذرة لإلكترون مما يعزز من استقرارها. الأيونات الموجبة الناتجة عن فقدان الإلكترونات تُعرف بالكبريت، بينما الأيونات السالبة الناتجة عن اكتساب الإلكترونات تُعرف بالأنين.

نقل الإلكترون

تُعرف حركة الإلكترون بين الذرات باسم نقل الإلكترون. ولتكوين علاقة أيونية، يتم نقل الإلكترونات من ذرة لأخرى. على سبيل المثال، عنصر الصوديوم (Na) يمتلك إلكترونًا واحدًا في غلافه الخارجي، لذا يميل إلى فقدان هذا الإلكترون بدلاً من استقباله لسبعة إلكترونات أخرى. وعند فقدانه؛ يصبح له شحنة موجبة (+1) ويُعرف بكتلة أيون الصوديوم. في المقابل، عنصر الكلور (Cl) يحتوي على 7 إلكترونات في غلافه الخارجي، ويميل إلى اكتساب إلكترون واحد، مما يجعله ذو شحنة سالبة (-1)، ويُسمى بأيون الكلوريد.

مثال على الروابط الأيونية

تتفاعل أيونات الصوديوم الموجبة مع أيونات الكلوريد السالبة، حيث يفقد الصوديوم إلكترونًا واحدًا ويعطيه للكلور، مما يؤدي إلى تكوين كلوريد الصوديوم، المعروف بملح الطعام.

الروابط التساهمية

تُعتبر الروابط التساهمية من أقوى الروابط الكيميائية وأكثرها انتشارًا، حيث تتشكل عندما يتشارك عنصران بإلكترون واحد. تتواجد هذه الروابط بين العناصر الموجودة في خلايا الكائنات الحية، وهي أقوى من الروابط الأيونية ولا تنفك في الماء.

مثال على الروابط التساهمية

تُعد الرابطة بين ذرات الهيدروجين والأكسجين من أبرز الأمثلة على الروابط التساهمية، حيث الارتباط الذي يحدث لتشكيل جزيء الماء يتم من خلال مشاركة إلكترون واحد، مما يُسهم في ملء الغلاف الخارجي لذرة الأكسجين التي تحتاج إلى إلكترونين من ذرتين من الهيدروجين. لذلك، يتكون جزيء الماء من ذرة أكسجين واحدة وذرتين من الهيدروجين. وهناك نوعان من الروابط التساهمية: القطبية وغير القطبية، وفيما يلي تفصيل لكل منهما:

الروابط التساهمية القطبية

تُعرف الروابط التساهمية القطبية بأنها التي تتقاسم فيها الذرات الإلكترونات بشكل غير متساوٍ، نتيجة انجذاب الإلكترونات إلى نواة إحدى الذرات، ما يُعرف بالسالبية الكهربية. وتنجذب الذرات ذات السالبية الكهربية العالية نحو الإلكترونات، مما يؤدي إلى تشكيل شحنة جزئية، سواء كانت سالبة أو موجبة، والتي تُعرف باسم ثنائي القطب. جزيء الماء يعد مثالًا واضحًا على هذا النوع من الروابط، حيث أن الأكسجين لديه سالبية كهربية أعلى من الهيدروجين، مما يجعل الإلكترونات تظل قريبة من نواة الأكسجين.

الروابط التساهمية غير القطبية

تتشكل الروابط التساهمية غير القطبية بين ذرتين من نفس النوع أو بين عناصر مختلفة تتمتع بنفس السالبية الكهربية. على سبيل المثال، يمكن اعتبار غاز الميثان غير قطبي، حيث تكون السالبية الكهربية للكربون والهيدروجين متقاربة جدًا، مما ينتج عنه روابط تساهمية غير قطبية.

الروابط الهيدروجينية

تتكون الروابط الهيدروجينية بين جزيئات الماء، حيث تنجذب ذرة الهيدروجين إلى ذرة الأكسجين في الجزيء المجاور. هذه الروابط تُعتبر ضعيفة نسبياً، لكنها قوية بما يكفي لتكوين الماء، ولها خصائص عديدة مثل التوتر السطحي العالي والحرارة النوعية. كما تلعب دورًا مهمًا في تحديد وتضاعف جزيئات الحمض النووي.

قوى فان دير فالس

تُعتبر قوى فان دير فالس ضعيفة مثل الروابط الهيدروجينية، وتتكون بين الذرات القطبية المرتبطة تساهمياً في جزيئات مختلفة، وذلك نتيجة الشحنات الجزيئية المؤقتة الناتجة عن حركة الإلكترونات حول النواة. تزداد فعالية الترابط بين الجزيئات عندما تكون المسافات بينها قصيرة، ولا تعتمد هذه الروابط على درجات الحرارة. تتميز المواد الصلبة التي ترتبط بقوى فان دير فالس بدرجات غليان منخفضة بالمقارنة مع المواد المرتبطة بالروابط التساهمية أو الأيونية، والتي تتميز بدرجات غليان عالية.

أمثلة على قوى فان دير فالس

تعد قوى الترابط التي تحدث في جزيئات البروتين من الأمثلة الشائعة على قوى فان دير فالس، حيث تلعب دورًا في ربط جزيئات البروتين مع المواد الأخرى في المحلول أو الأسطح الخلوية.