لماذا تشكل الذرات روابط كيميائية مع بعضها البعض

تشكل الذرات روابط كيميائية لجعل غلافها الخارجي أكثر استقرارًا. يزيد نوع الرابطة الكيميائية من ثبات الذرات التي تشكلها. تتكون الرابطة الأيونية ، حيث تتبرع ذرة واحدة بإلكترون إلى أخرى ، عندما تصبح ذرة مستقرة تفقد إلكتروناتها الخارجية وتصبح الذرات الأخرى مستقرة (عادة عن طريق ملء غلاف التكافؤ) بكسب إلكترونات. تتكون الروابط التساهمية عندما ينتج عن تقاسم الذرات أعلى استقرار. توجد أيضًا أنواع أخرى من الروابط إلى جانب الروابط الكيميائية الأيونية والتساهمية.

أول غلاف إلكترون يحمل إلكترونين فقط. تحتوي ذرة الهيدروجين (العدد الذري 1) على بروتون واحد وإلكترون وحيد ، لذا يمكنها بسهولة مشاركة إلكترونها مع الغلاف الخارجي لذرة أخرى. تحتوي ذرة الهيليوم (العدد الذري 2) على بروتونين وإلكترونين. يكمل الإلكترونان غلافه الإلكتروني الخارجي (الغلاف الإلكتروني الوحيد الذي يحتويه) ، بالإضافة إلى أن الذرة محايدة كهربائيًا بهذه الطريقة. وهذا يجعل الهيليوم مستقرًا ومن غير المحتمل أن يشكل رابطة كيميائية.

بعد الهيدروجين والهيليوم ، من الأسهل تطبيق القاعدة الثماني للتنبؤ ما إذا كانت ذرتان ستشكلان روابط وعدد الروابط التي ستشكلها. تحتاج معظم الذرات إلى ثمانية إلكترونات لإكمال غلافها الخارجي. لذا ، فإن الذرة التي تحتوي على إلكترونين خارجيين غالبًا ما تشكل رابطة كيميائية مع ذرة تفتقر إلى إلكترونين لتكون "كاملة".

على سبيل المثال ، تحتوي ذرة الصوديوم على إلكترون وحيد في غلافها الخارجي. في المقابل ، ذرة الكلور هي إلكترون واحد قصير لملء غلافه الخارجي. يتبرع الصوديوم بسهولة بإلكترونه الخارجي (تشكيل Na⁺ أيون ، حيث أنه يحتوي على بروتون واحد أكثر من الإلكترونات) ، بينما يقبل الكلور الإلكترون المتبرع به بسهولة (مما يجعل Cl^- أيون ، بما أن الكلور مستقر عندما يحتوي على إلكترون واحد أكثر من بروتوناته). يشكل الصوديوم والكلور أيوني كفالة مع بعضها البعض لتشكيل ملح الطعام (كلوريد الصوديوم).

قد تكون مرتبكًا بشأن ما إذا كان استقرار الذرة مرتبطًا بشحنتها الكهربائية. فالذرة التي تكتسب أو تفقد إلكترونًا لتشكيل أيون تكون أكثر استقرارًا من ذرة محايدة إذا حصل أيون على غلاف إلكترون كامل عن طريق تكوين أيون.

نظرًا لأن الأيونات المشحونة بالعكس تجذب بعضها البعض ، فإن هذه الذرات ستشكل بسهولة روابط كيميائية مع بعضها البعض.

يمكنك استخدام ال الجدول الدوري لعمل عدة تنبؤات حول ما إذا كانت الذرات ستشكل روابط ونوع الروابط التي قد تشكلها مع بعضها البعض. في أقصى الجانب الأيمن من الجدول الدوري توجد مجموعة من العناصر تسمى غازات نبيلة. تحتوي ذرات هذه العناصر (على سبيل المثال ، الهليوم ، الكريبتون ، النيون) على قذائف إلكترونية خارجية كاملة. هذه الذرات مستقرة ونادرًا ما تشكل روابط مع ذرات أخرى.

واحدة من أفضل الطرق للتنبؤ بما إذا كانت الذرات ستلتصق ببعضها البعض ونوع الروابط التي ستشكلها هي مقارنة قيم السالبية الكهربائية للذرات. السالبية الكهربية هي مقياس لجاذبية الذرة للإلكترونات في رابطة كيميائية.

يشير اختلاف كبير بين قيم السالبية الكهربائية بين الذرات إلى أن ذرة واحدة تنجذب إلى الإلكترونات ، في حين أن الأخرى يمكن أن تقبل الإلكترونات. عادة ما تشكل هذه الذرات روابط أيونية مع بعضها البعض. يتكون هذا النوع من الروابط بين ذرة فلزية وذرة غير فلزية.

إذا كانت قيم السالبية الكهربائية بين ذرتين قابلة للمقارنة ، فقد تستمر في تكوين روابط كيميائية لزيادة ثباتها التكافؤ الإلكتروني الصدف. عادة ما تشكل هذه الذرات روابط تساهمية.

يمكنك البحث عن قيم السالبية الكهربائية لكل ذرة لمقارنتها وتحديد ما إذا كانت الذرة ستشكل رابطة أم لا. السالبية الكهربية هي اتجاه دوري للجدول ، لذا يمكنك عمل تنبؤات عامة دون البحث عن قيم محددة. تزداد السلبية الكهربية كلما انتقلت من اليسار إلى اليمين عبر الجدول الدوري (باستثناء الغازات النبيلة). ينخفض ​​كلما تحركت لأسفل عمود أو مجموعة من الجدول. تشكل الذرات الموجودة على الجانب الأيسر من الجدول روابط أيونية بسهولة مع ذرات على الجانب الأيمن (مرة أخرى ، باستثناء الغازات النبيلة). غالبًا ما تشكل الذرات الموجودة في منتصف الجدول روابط معدنية أو تساهمية مع بعضها البعض.