الروابط الكيميائية

لماذا تتحد الذرات؟

تميل الذرات إلى الوصول إلى التركيب الإلكتروني المستقر، وهو أن يكون المستوى الخارجي مكتملاً بثمانية إلكترونات (أو اثنين في حالة الهيدروجين والهيليوم).
وتحقق الذرة ذلك بفقد الإلكترونات أو اكتسابها أو بمشاركتها مع ذرات أخرى.
وهذا ما يسمى قاعدة الثمانية.

الذرات التي بها إلكترونات قليلة في المستوى الخارجي، وهي غالباً الفلزات، تميل إلى فقد إلكترونات وتكوين أيونات موجبة.
الذرات التي بها إلكترونات كثيرة في المستوى الخارجي، وهي غالباً اللافلزات، تميل إلى اكتساب إلكترونات وتكوين أيونات سالبة، أو إلى المشاركة بالإلكترونات.

الروابط الكيميائية · 1 / 6

الرابطة الأيونية والرابطة التساهمية

وجه المقارنة	الفكرة الأساسية	كلمات مفتاحية
الرابطة الأيونية	تنشأ بين فلز ولافلز، حيث تنتقل إلكترونات من الفلز إلى اللافلز، فتتكون أيونات موجبة وسالبة تتجاذب بقوة كهربية. مثال: كلوريد الصوديوم NaCl. ذرة الصوديوم توزيعها 2 ، 8 ، 1 تفقد إلكتروناً فتصبح Na⁺، وذرة الكلور توزيعها 2 ، 8 ، 7 تكتسب إلكتروناً فتصبح Cl⁻ (2 ، 8 ، 8).	تنشأولافلزتنتقلإلكترونات
الرابطة التساهمية	تنشأ بين لافلزين حيث تشارك الذرات بزوج أو أكثر من الإلكترونات بينها فيكتمل المستوى الخارجي لكل منها دون أن تنتقل إلكترونات بشكل دائم	تنشألافلزينتشاركالذرات

المادة	نوع الرابطة	عدد الروابط أو أزواج الإلكترونات المشتركة
الهيدروجين H₂	تساهمية	زوج واحد (رابطة واحدة)
الأكسجين O₂	تساهمية	زوجان (رابطة ثنائية)
النيتروجين N₂	تساهمية	ثلاثة أزواج (رابطة ثلاثية)
الماء H₂O	تساهمية	رابطتان مفردتان
ثاني أكسيد الكربون CO₂	تساهمية	رابطتان ثنائيتان

المركبات الأيونية لها عادةً درجات انصهار مرتفعة، وتوصل الكهرباء عند انصهارها أو ذوبانها في الماء.
أما المركبات التساهمية فغالباً لا توصل الكهرباء.

الروابط الكيميائية · 2 / 6

كتابة الصيغة الكيميائية للمركبات الأيونية

نكتب الصيغة بحيث يكون مجموع الشحنات الموجبة مساوياً لمجموع الشحنات السالبة:

المغنيسيوم Mg2+ والكلور Cl−نحتاج إلى ذرتي كلور لكل ذرة مغنيسيوم، فالصيغة MgCl₂. مجموع الشحنات 2 + (−1 × 2) = 0.

الألومنيوم Al3+ والأكسجين O2−أقل مضاعف مشترك للشحنتين 3 و2 هو 6، فنحتاج إلى 2 ذرة ألومنيوم و3 ذرات أكسجين، فالصيغة Al₂O₃. مجموع الشحنات 2 × 3 = 6، و3 × 2 = 6.

الروابط الكيميائية · 3 / 6

تطبيقات وأمثلة من الحياة

الملح الذي نأكلهكلوريد الصوديوم مركب أيوني، ولذلك له درجة انصهار مرتفعة، ويذوب في الماء فتنفصل أيوناته.

الماء الذي نشربهجزيء الماء مركب تساهمي، تشترك فيه ذرة أكسجين مع ذرتي هيدروجين. ولهذا لا ينفصل الماء إلى عناصره بالتسخين العادي.

الأكسجين الذي نتنفسهجزيء الأكسجين O₂ يحتوي على رابطة تساهمية ثنائية، وتتطلب كسرها طاقة تستخدمها الكائنات الحية في عمليات التنفس.

الروابط الكيميائية · 4 / 6

أخطاء شائعة

الخلط بين الرابطة الأيونية والتساهمية. الأيونية بين فلز ولافلز بانتقال إلكترونات، والتساهمية بين لافلزين بمشاركة إلكترونات.
كتابة صيغة MgCl بدلاً من MgCl₂، وهو خطأ لأن شحنات الصيغة لا تتعادل.
الاعتقاد بأن الرابطة التساهمية تنقل الإلكترونات بشكل دائم. في الرابطة التساهمية تُشارَك الإلكترونات ولا تُنقل.
نسيان أن الذرة تحتاج إلى الكمية الصحيحة من الإلكترونات لتكتمل، فيُكتب عدد الروابط بشكل خاطئ.

الروابط الكيميائية · 5 / 6

ملخص الدرس

تتحد الذرات لتحقيق الاستقرار الإلكتروني، أي اكتمال المستوى الخارجي بثمانية إلكترونات.
الرابطة الأيونية انتقال إلكترونات من فلز إلى لافلز، وتكوين أيونات متجاذبة.
الرابطة التساهمية مشاركة إلكترونات بين لافلزين.
الصيغة الكيميائية للمركب الأيوني تحقق تعادل الشحنات.

الروابط الكيميائية · 6 / 6

المناهج الدراسية

العلوم — الصف الأول الإعدادي

الوحدة الأولى: المادة

الوحدة الثانية: القوى

الوحدة الثالثة: الحياة

الوحدة الرابعة: الأرض والفضاء

الروابط الكيميائية

الروابط الكيميائية

لماذا تتحد الذرات؟

الرابطة الأيونية والرابطة التساهمية

كتابة الصيغة الكيميائية للمركبات الأيونية

تطبيقات وأمثلة من الحياة

أخطاء شائعة

ملخص الدرس

أحسنت! أنهيت هذا الدرس