محتويات
الفرق بين الرابطة الأيونية والرابطة التساهمية
تتواجد أنواع مختلفة للروابط الكيميائية التي تربط الذرات مع بعضها البعض والتي يتم من خلالها تشكيل جزيئات مختلفة وإطلاق طاقة نتيجة هذا الترابط، أما الراوبط التي تعتبر من الروابط الأساسية في تكوين المواد هي الروابط الأيونية والروابط التساهمية ،[١] وبذلك سيتم التعرف على الفرق بين هذين النوعين من الروابط.[٢]
الرابطة الأيونية
تتشكل الرابطة الأيونية عن طريق فقد الذرة إلكترونات وكسب أخرى هذه الإلكترونات المفقودة للوصول لحالة الاستقرار في مدارها الأخير لتشبه الغازات النبيلة ؛ ذلك يعني أن الذرة التي فقدت إلكترونات أصبح لديها عدد البروتونات أعلى من الإلكترونات وبذلك كسبت شحنة موجبة، حيث يطلق على هذه الذرات اسم الفلزات، أما الذرات التي كسبت الإلكترونات المفقودة أصبحت شحنتها سالبة لكون عدد الإلكترونات أكبر من البروتونات يطلق عليها اللافلزات.
من الأمثلة على الرابطة الأيونية هو ملح الطعام المسمى كلوريد الصوديوم ( NaCl ) ، تحتوي ذرة الصوديوم على 11 بروتون و11 إلكترون وبذلك يكون في مدارها الأخير إلكترون واحد فقط تحتاج للتخلص منه للوصول لحالة الإستقرار ، أما الكلور يحتوي على 17 بروتون و 17 إلكترون أي أنه بحاجة إلى إلكتون في مداره الأخير، وبذلك تتفاعل الذرتان مع بعضهما وينتج من ذلك فقد إلكترون من الصوديوم وتصبح شحنته موجبة ، وكسب إلكترون للكلور وتصبح شحنته سالبة.
الرابطة التساهمية
تتشكل الرابطة التساهمية عن طريق تشارك الذرات الإلكترونات الموجودة في مدارها الأخير حتى تصل لحالة الاستقرار، حيث يحدث بين العناصر القريبة من بعضها البعض في الجدول الدوري والتي تتشابه في تقارب الإلكترونات ، ذلك لأن هذا النوع من الذرات ليس لدى أي منهما ميل للتبرع بإلكتروناته ، ويتشكل بشكل أساسي بين اللافلزات. [٣]
من الأمثلة على الرابطة التساهمية هو الكربون حيث إن الكربون يحتوي على 4 إلكترونات في مداره الأخير وبذلك لا يشكل روابط أيونية وإنما تساهمية ؛ لحاجته إلى 4 إلكترونات أخرى فلا يميل للكسب أو للفقد وإنما للتشارك وبذلك تحدث الرابطة التساهمية سواءً كانت رابطة أحادية أو مزدوجة أو ثلاثية تبعاً لعدد أزواج الإلكترونات الداخلة في هذا التفاعل .[٣]
الفرق بين خصائص الرابطة الأيونية والتساهمية
ومن خلال هذا الجدول سيتم توضيح الفرق بين خصائص كل من الرابطة الأيونية والتساهمية :[٤]
المقارنة | الرابطة الأيونية | الرابطة التساهمية |
طبيعة الرابطة [٥] | تشترك الذرات في الإلكترونات | تنتقل الإلكترونات بين الذرات |
الشحنة | متعادلة كهربائياً | حاملين لشحنة |
قوة الرابطة [٦] | أقوى | أقل قوة من الأيونية |
الشكل | لا يوجد شكل محدد | يوجد شكل محدد |
تواجدها في الطبيعة | بشكل أقل من التساهمية | أكثر شيوعاً حيث أن جزيئات الكائنات الحية ترتبط ارتباطاً تساهمياً |
درجة الإنصهار | عالية | قليلة |
درجة الغليان | عالية | قليلة |
حالة المادة عند درجة حرارة الغرفة | صلبة | سائل أو غاز |
أمثلة على الروابط | حامض الكبريتك (H2So4) كلوريد الصوديوم(NaCl) | غاز الميثان (CH4) حمض الهيدروكلوريك ( HCl ) |
الأنواع الكيميائية التي تحدث بينها الروابط | بين الفلزات واللافلزات | بين اللافلزات |
المراجع
- ↑ Anne Marie Helmenstine, Ph.D. (23/1/2020), "Ionic vs Covalent Bonds - Understand the Difference", thought co, Retrieved 9/1/2022. Edited.
- ↑ Tibi Puiu (28/1/2021), "What’s the difference between ionic and covalent bonds", zme science, Retrieved 9/1/2022. Edited.
- ^ أ ب "Ionic and Covalent Bonds", chemistry libretexts, 12/9/2020, Retrieved 9/1/2022. Edited.
- ↑ Anne Marie Helmenstine, Ph.D. (23/1/2020), "Ionic vs Covalent Bonds - Understand the Difference", thought co, Retrieved 9/1/2022. Edited.
- ↑ Tibi Puiu (28/1/2021), "What’s the difference between ionic and covalent bonds", zme science, Retrieved 9/1/2022. Edited.
- ↑ Tibi Puiu (28/1/2021), "What’s the difference between ionic and covalent bonds", zme science, Retrieved 9/1/2022. Edited.
