# data[].attributes.body
سؤال؟؟🤔🤔
لماذا توصل مصاهير المركبات الايونية و محاليلها المائية التيار الكهربائي،بينما لا توصل مصاهير المركبات التساهمية و محاليلها المائية التيار الكهربائي؟؟
الإجابة 🤗:لانها مكونة من أيونات موجبة و سالبة حرة الحركة في المحلول.

# data[].attributes.attachment_link.readable_text
إذا كنت تعرف الصيغة الكيميائية للمركب ، يمكنك التنبؤ بما إذا كان يحتوي على روابط الأيونية ، روابط تساهمية من خليط من أنواع السندات. ترتبط اللافلزات ببعضها البعض من خلال روابط تساهمية في حين أن الأيونات ذات الشحنة المعادية ، مثل المعادن واللافلزات ، تشكل روابط أيونية . قد تحتوي المركبات التي تحتوي على أيونات متعددة الأيونات على روابط أيونية أو تساهمية.

ولكن ، كيف يمكنك معرفة ما إذا كان المركب أييني أو تساهمي فقط من خلال النظر في عينة؟

هذا هو المكان الذي يمكن أن تكون خصائص المركبات الأيونية والتساهمية مفيدة. نظرًا لوجود بعض الاستثناءات ، تحتاج إلى الاطلاع على عدة خصائص لتحديد ما إذا كانت العينة أيونية أو تساهمية ، ولكن إليك بعض الخصائص التي يجب وضعها في الاعتبار:

معظم البلورات هي مركبات أيونية . وذلك لأن الأيونات الموجودة في هذه المركبات تميل إلى تكديس الشبكات البلورية لتوازن بين القوى الجذابة بين الأيونات المقابلة والقوى الطاردة بين الأيونات المشابهة. يمكن أن توجد مركبات تساهمية أو جزيئية كبلورات. وتشمل الأمثلة على ذلك بلورات السكر والماس.

تميل المركبات الأيونية إلى أن يكون لها نقاط انصهار وغليان أعلى من المركبات التساهمية .

تميل المركبات الأيونية إلى أن تكون صلبة وهشة في حين أن المركبات التساهمية تميل إلى أن تكون أكثر ليونة وأكثر مرونة.

تقوم المركبات الأيونية بتوصيل الكهرباء عند إذابتها في الماء في حين لا تقوم المركبات التساهمية عادة. وذلك لأن المركبات التساهمية تذوب في الجزيئات بينما تتحلل المركبات الأيونية في الأيونات ، والتي يمكن أن تقوم بشحنها.

تقدم هذه الروابط المزيد من الخصائص والأمثلة والاستثناءات. كذلك ، لا تتردد في نشر معلومات إضافية تعتقد أنها قد تكون مفيدة للآخرين.

خصائص المركبات التساهمية | خصائص المركبات الأيونية

# data[].attributes.attachment_link.title
خصائص المركبات الأيونية والمركبات التساهمية

# data[].attributes.attachment_link.description
إذا كنت تعرف الصيغة الكيميائية للمركب ، يمكنك التنبؤ بما إذا كان يحتوي على روابط الأيونية ، روابط تساهمية من خليط من أنواع السندات. ترتبط اللافلزات ببعضها البعض من خلال روابط تساهمية في حين أن الأيونات ذات الشحنة المعادية ، مثل المعادن واللافلزات ، تشكل روابط أيونية .

# data[].attributes.attachment_link.authors[].name
saeed alabduli تجارب كيمياء للمرحلة الثانوية

# data[].attributes.attachment_link.title
تجربة مقارنة خصائص المركبات الايونية والتساهمية  ك2

# data[].attributes.attachment_link.title
دراسة خصائص المركبات الأيونية والتساهمية/كيمياء/تاسع

# data[].attributes.body
خصائص المركبات التساهمية:
١_درجة أنصهارها منخفضة.
٢_معظمها قابل للذوبان.
٣_غير قادرة على التوصيل الكهربي.
٤_حالتها الفيزيائية غير صلبة.
٥_تصنف العناصر المكونة لها لا فلز مع لا فلز و لا فلز مع شبه فلز.

# data[].attributes.body
من خصائص المركبات الايونية:
١_درجة انصهارها مرتفعة.
٢_اغلبها قابل للذوبان.
٣_محاليلها قادرة على التوصيل الكهربي.
٣_حالتها الفيزيائية صلبة.
٤_صنفت العناصر المكونة لها إلى فلز مع لا فلز.

# data[].attributes.attachment_link.authors[].name
أ. معاذ الشلال

# data[].attributes.attachment_link.title
الروابط التساهمية الثنائية و الثلاثية

# data[].attributes.body
الرابطة التساهمية الثنائية:(هي الرابطة الناتجة عن التشارك بزوجين من الالكترونات)
الرابطة التساهمية الثلاثية:(هي الرابطة التي نتجت عن التشارك بثلاث أزواج من الالكترونات)

# data[].attributes.attachment_link.authors[].name
أ. معاذ الشلال

# data[].attributes.attachment_link.title
الرابطة التساهمية الآحادية

# data[].attributes.attachment_link.readable_text
- عادة ما يُشار إلى زوج الإلكترونات المشترك بزوج إلكترونات الرابطة.

- وفي حال جزيء الهيدروجين المبين فى الشكل التالي تقوم كل ذرة هيدروجين بجذب زوج إلكترونات الرابطة بالمقدار نفسه. لذا ينتمي كلاً الإلكترونين المشتركين إلى كل من الذرتين في الوقت نفسه، مما يعطي كل ذرة هيدروجين في الجزيء التوزيع الألكتروني لغاز الهيليوم النبيل 1s2 ، فيصبح جزيء الهيدروجين أكثر استقرارًا من أي ذرة من ذرات الهيدروجين المنفردة.

- يوضح التمثيل النقطي للإلكترونات تركيب لويس Lewis structure ترتيب إلكترونات التكافؤ في الجزيء، حيث يمثل كل خط أو زوج من النقط العمودية رابطة تساهمية واحدة. فعلى سبيل المثال، يمكن كتابة جزيء الهيدورجين هكذا H:H أو H- H

- تضم الهالوجينات - عناصر المجموعة (17) - ومنها الفلور سبعة إلكترونات تكافؤ ، وتحتاج إلى إلكترون واحد للوصول إلى حالة الثمانية إلكترونات.

- لذا تكون ذرات عناصر المجموعة (17) رابطة تساهمية أحادية مع اللافلزات الأخري ، ومنها الكربون.

- ذرات عناصر المجموعة (17) تكون روابط تساهمية مع ذرات من النوع نفسه. على سبيل المثال ، ويوجد الفلور على صورة (F₂) ، والكلور على صورة (Cl₂)

- تستطيع ذرات عناصر المجموعة (16) أن تشترك بإلكترونين وتكون رابطتين تساهميتين.

- الأكسجين أحد عناصر المجموعة (16) وتوزيعه الألكتروني هو 1s² 2s² 2p4

- يدخل الأكسجين في تركيب الماء الذي يتكون من ذرتي هيدروجين وذرة أكسجين:

يصبح لكل ذرة هيدروجين التوزيع الإلكتروني لغاز (الهيليوم) النبيل نفسه عندما تتشارك في إلكترون مع ذرة الأكسجين.

كما يصبح لذرة الأكسجين التوزيع الألكتروني للغاز النبيل (النيون) عندما تتشارك في إلكترون واحد مع كل ذرة هيدروجين.

- يوضح الشكل التالي تركيب لويس لجزيء الماء:

- لاحظ أن لذرة الأكسجين رابطتين تساهميتين أحاديتين وزوجين من الإلكترونات غير المترابطة.

- تستطيع عناصر المجموعة (15) أن تكون ثلاث روابط تساهمية مع ذرات اللافلزات.

- النيتروجين من عناصر المجموعة (15) وتوزيعه الألكتروني 1s² 2s² 2p³

- غاز الأمونيا (النشادر) NH₃ ثلاث روابط تساهمية أحادية ، حيث ترتبط ثلاثة إلكترونات من النيتروجين بثلاث ذرات من الهيدروجين تاركة زوجاً وحيداً من الألكترونات غير المشتركة على ذرة النيتروجين.

- يوضح الشكل التالي نموذج لويس لجزئ الأمونيا:

- يستطيع النيتروجين أيضاً تكوين مركبات مشابهة للأمونيا عند اتحاد بذرات عناصر المجموعة (17) مثل NF₃ ثلاثي فلوريد النيتروجين ، وثلاثي كلوريد النيتروجين NCl₃ ، وثلاثي بروميد النيتروجين NBr₃.

- وتتشارك كل ذرة من عناصر المجموعة (17) مع ذرة نيتروجين من خلال زوج واحد من الإلكترونات.

- تستطيع عناصر المجموعة (14) أن تكوّن أربع روابط تساهمية.

- يتكون جزيء الميثان CH₄ عندما ترتبط ذرة كربون واحدة بأربع ذرات هيدروجين.

- للكربون (وهو عنصر فى المجموعة 14) التوزيع الإلكتروني 1s² 2s² 2p2 بواقع أربعة إلكترونات تكافؤ. لذا يحتاج الكربون إلى أربعة إلكترونات ليصل إلى التوزيع الإلكتروني المشابه للغاز النبيل (النيون). لذا عندما يتحد الكربون بالذرات الأخري يكون أربع روابط.

- ولأن الهيدروجين ، من عناصر المجموعة الأولى، وله إلكترون تكافؤ واحد فإن ذرة الكربون تحتاج إلى أربع ذرات هيدروجين للحصول عىل أربعة إلكترونات تحتاج إليها.

- يوضح الشكل التالي تركيب لويس للميثان:

- كذلك يكوّن الكربون أربع روابط تساهمية أحادية مع اللافلزات الأخرى، ومنها عناصر المجموعة (17)

- تسمى الروابط التساهمية الأحادية روابط سيجما ، ويرمز إليها بالحرف الإغريقي (σ)

- تتكون رابطة سيجما عندما تتشارك ذرتان في الألكترونات وتتداخل مستويات تكافؤهما تداخلاً رأسياً (رأساً مقابل رأس) ، فتزداد الكثافة الإلكترونية في مستوى الربط بين الذرتين.

- تتكون رابطة سيجما عندما يتداخل :

- تتكون الروابط سيجما فى جزيئات الماء (H₂O) ، والأمونيا (NH₃) ، الميثان (CH₄) كما بالشكل:

# data[].attributes.attachment_link.keywords[]
الكيمياء العامة

# data[].attributes.attachment_link.authors[].name
عاشق الكيمياء

# data[].attributes.attachment_link.title
كيف تتكون الروابط التساهمية الأحادية Single Covalent Bonds ؟ مع ذكر بعض الأمثلة؟

# data[].attributes.attachment_link.description
عادة ما يُشار إلى زوج الإلكترونات المشترك بزوج إلكترونات الرابطة. - وفي حال جزيء الهيدروجين المبين فى الشكل التالي تقوم كل ذرة هيدروجين بجذب زوج إلكترونات الرابطة بالمقدار نفسه. لذا ينتمي كلاً الإلكترونين المشتركين إلى كل من الذرتين في الوقت نفسه، مما يعطي كل ذرة هيدروجين في الجزيء التوزيع الألكتروني لغاز الهيليوم النبيل 1s2 ، فيصبح جزيء الهيدروجين أكثر استقرارًا من أي ذرة من ذرات الهيدروجين المنفردة.

# data[].attributes.body
الرابطة التساهمية الاحادية:(هي الرابطة الناتجة عن تشارك ذرتين في زوج واحد من الالكترونات.

# data[].attributes.body
تقسم الرابطة التساهمية إلى ثلاث روابط:رابطة تساهمية أحادية/رابطة تساهمية ثنائية/رابطة تساهمية ثلاثية⁦:-)⁩

# data[].attributes.body
يتم تمثيل لويس للمركبات الايونية بتمثيل الأيونات الموجبة و السالبة المكونة لها ووضعها إلى جانب بعضها البعض.⁦(^^)⁩

# data[].attributes.attachment_link.readable_text
تعرف المركبات الأيونيّة بأنها مركبات تنتج عن تفاعل عنصر فلزي يتألف من ذرات تميل إلى فقد الإلكترونات بسهولة مع عنصر آخر لا فلزي يميل إلى اكتساب الالكترونات بسهولة، بحيث يتم نقل الإلكترونات لإنتاج الأيونات ، ويتم تحقيق الاستقرار للمركب الأيونيّ بواسطة قوى الجذب الكهروستاتيكية وهي الروابط الأيونيّة.

تتألف الذرة من عدد معين من البروتونات، والإلكترونات، والنيوترونات، ويكون عدد الإلكترونات في نفس الذرة مساوياً لعدد البروتونات فيها، وعلى الرغم من أن عدد البروتونات يبقى ثابتاً إلا أنّ عدد الإلكترونات قد يتغير، وذلك عندما تتكسب الذرة إلكتروناً أو تفقده لينتج الأيون نتيجة لذلك؛ حيث إن عدد البروتونات التي تحمل الشحنة الموجبة لم يعد مساوياً لعدد الإلكترونات التي تحمل الشحنة السالبة، وهذا ما يجعل الذرة تحمل شحنة، وتسمى الذرة التي اكتسبت الإلكترونات أنيونات وتحمل شحنة سالبة، أما الذرة التي فقدت إلكترونات فتسمى كاتيونات وتحمل شحنة موجبة.

توجد المركبات الأيونيّة في حالة تعادل؛ فعلى سبيل المثال يعد ملح الطعام مركباً أيونيّاً ترتبط فيه أيونات الصوديوم والكلور لتكوين كلوريد الصوديوم؛ حيث تفقد ذرة الصوديوم في هذا المركب إلكتروناً لتتحول إلى أيون صوديوم موجب "⁺Na" بينما تكتسب ذرة الكلور إلكترونا لتتحول إلى أيون كلور سالب "⁻ Cl"، لتشكل معاً مركباً أيونيّاً متعادلاً؛ لأن الأيونات توازن بعضها البعض، الأمر الذي ينطبق على جميع المركبات الأيونية التي يجب أن تكون فيها الشحنات السالبة والموجبة متوازنة.

تسمية المركبات الأيونيّة

هناك بعض القواعد التي يجب اتباعها لكتابة صيغة صحيحة للمركب الأيونيّ، وهي:

تحديد رمز أيون الفلز واللافز وشحنتهما الأيونيّة عن طريق استخدام الجدول الدوري في البداية.

موازنة الشحنات الكلية للفلز واللافلز بحيث يكون مجموعها صفراً، وإن لم تكن كذلك تتم إضافة ذرات حتى يصل المجموع الكلي إلى صفر؛ فمثلاً يحمل أيون الكبريت الواحد شحنة (2-)، بينما يحمل أيون الصوديوم شحنة (1+)، لذلك تظهر الحاجة إلى وجود ذرتين من الصوديوم؛ لتحقيق توازن الشحنات في هذا المركب، الذي سيحمل الصيغة الكيميائية (Na₂S) في النهاية.

كتابة الكاتيون أولاً في بداية اسم المركب الأيونيّ، ثم كتابة الأنيون ثانياً.

قد يحتوي المركب الأيونيّ على أكثر من أيون متعدد الذرات، وهو الأيون الذي يتكون من أكثر من نوع من الذرات ترتبط فيما بينها برابطة تساهميّة، وتبقى معاً كوحدة مفردة مشحونة؛ فمثلاً يحتوي أيون النترات "-NO₃" على ذرة نيتروجين واحدة وثلاث ذرات أكسجين، وفي هذه الحالة يُكتب هذا الأيون بين قوسين، ويُكتب العدد الكلي له خارجهما، ويُستغنى عن الأقواس في حال كان عدد الأيون متعدد الذرات مساوياً لواحد.

في حال كان الكاتيون عبارة عن أيون فلزي له شحنة متغيرة، فيُشار إلى الشحنة الموجودة في الكاتيون باستخدام أرقام رومانية بين قوسين مباشرةً بعد اسم الكاتيون؛ فعلى سبيل المثال يُطلق على أيون الحديد "Fe⁺³" اسم حديد (III)، أما إذا كان الكاتيون أيوناً فلزياً بشحنة ثابنة فيُطلق عليه نفس الاسم الذي يُطلق على العنصر المتعادل الذي استُمد منه.

تسمية الأنيون بإضافة اللاحقة 'يد' إلى جذر اسم العنصر إذا كان أيوناً أحادياً؛ فعلى سبيل المثال يُطلق على أيون اليود (⁻I) اسم يوديد.

تجنب استخدام البادئات الإغريقية للإشارة إلى عدد الذرات أو الأيونات المتعددة الذرات في صيغة المركب، فعلى سبيل المثال يسمى المركب "Ca(NO₃)₂" نترات الكالسيوم، وليس ثنائي نترات الكالسيوم.

خصائص المركبات الأيونيّة

ترتبط خواص المركبات الأيونيّة بمقدار قوة الجذب بين الأيونات الموجبة والسالبة في الرابطة الأيونيّة، ومن الخصائص التي تتميز بها المركبات الأيونيّة ما يأتي:

تشكل بلورات: تشكل المركبات الأيونيّة شبكات بلورية بدلاً من مواد صلبة غير متبلورة، وتعرّف البلورة بأنها بنية منتظمة يتناوب الكاتيون والأنيون مع بعضهم البعض في بنائها على شكل بنية ثلاثية الأبعاد، وتعتمد بشكل كبير على أن الأيون ذو الحجم الأصغر يملأ الفجوات بالتساوي بين الأيونات ذوات الحجم الأكبر، وعلى الرغم من أن المركبات الجزيئية تشكل بلورات إلا أنها عادة تكون أكثر ليونة مقارنة ببلورات المركبات الأيونيّة.

بلوراتها صلبة وهشة: تمتاز البلورات الأيونية بالصلابة؛ لأن الأيونات الموجبة والسالبة فيها تنجذب بشدة إلى بعضها البعض ويصعب الفصل بينها، أما سبب هشاشتها فيعود إلى اضطرار الأيونات ذوات الشحنة المتماثلة إلى الاقتراب من بعضها البعض عند تطبيق ضغط على البلورة، فتتنافر الشحنات المتماثلة كهربائياً، مما يشكل بالتالي سبباً كافياً لتقسيم البلورة.

لها درجات انصهار وغليان مرتفعة: تتميز المركبات الأيونيّة بارتفاع درجات الانصهار والغليان؛ لأن التغلب على الروابط الأيونية بين الأيونات السالبة والموجبة يحتاج إلى درجات حرارة مرتفعة أي طاقة كبيرة لإذابة المركبات الأيونية أو غليها.

حرارة الانصهار والتبخير أعلى من المركبات الجزيئية : يمكن تعريف حرارة الانصهار بأنها كمية الحرارة المطلوبة لإذابة مول واحد من مادة صلبة تحت ضغط ثابت، بينما تُعرف حرارة التبخير بأنه كمية الحرارة المطلوبة لتبخير مول واحد من مركب سائل تحت ضغط ثابت، وتعتبر حرارة الانصهار والتبخير للمركبات الأيونية أعلى بنحو 10 إلى 100 مرة من معظم المركبات الجزيئية.

موصلة للتيار الكهربائي عند إذابتها في الماء: عندما تتم إذابة المركبات الأيونية في الماء، فإن الأيونات تتفكك وتكون حرة لتوصيل الشحنة الكهربائية من خلال المحلول، كما توصل المركبات الأيونية المنصهرة وهي الأملاح المنصهرة الكهرباء.

عوازل جيدة: على الرغم من أن المركبات الأيونيّة توصل التيار الكهربائي عند إذابتها في الماء، إلا أنها في الحالة الصلبة لا توصل الكهرباء؛ لأن الأيونات ترتبط ببعضها البعض بإحكام فيها.

أمثلة على المركبات الأيونيّة

هناك العديد من المركبات الأيونيّة التي تُستخدم في الحياة اليومية وعلى نطاق واسع، وكذلك في المجالات الصناعية المختلفة، ومنها:

كلوريد الصوديوم: يعد من أشهر الأملاح ويُسمّى بملح الطعام، ويتكون هذا المركب الأيونيّ من عنصر الصوديوم (فلز) وعنصر الكلور (لافلز)، ويعتبر هذا الملح مركباً بلورياً أبيض اللون، يعد من أكثر المكونات استخداماً في تحضير الطعام، ويستخدم كلوريد الصوديوم أيضا في تصنيع المركبات الكيميائية؛ ومثال ذلك التحليل الكهربائي للمحلول المائي لكلوريد الصوديوم الذي يُستخدم في تحضير هيدروكسيد الصوديوم "NaOH".

كلوريد الكالسيوم : يتكون هذا المركب من الرابطة الأيونيّة بين أيون الكالسيوم "Ca⁺²" واثنين من أيونات الكلور"⁻Cl"، ويستخدم في العديد من المجالات؛ كالبناء، وجعل التربة صلبة، وعلاج المرضى الذين يعانون من انخفاض مستويات الكالسيوم في الدم، كما أن وجوده يحسّن من عملية صبغ الورق؛ لأنه يعزز من احتفاظها بالصبغة.

أكسيد المغنيسيوم : ينتج هذا المركب من تفاعل معدن المغنيسيوم مع غاز الأكسجين، ويُستخدم في صناعة الألياف الزجاجية، والإسمنت، و الفولاذ، والسبائك، ويعتبر مكملاً غذائياً أيضاً.

بروميد البوتاسيوم : يعد بروميد البوتاسيوم أحد المكونات الرئيسة في صناعة صفائح التصوير الفوتوغرافي والورق، وله استخدامات أيضاً في الطب البيطري كعلاج للحيوانات المصابة بمرض الصرع .

بيكربونات الصوديوم : يعرف هذا المركب ببيكربونات الصودا أو صودا الخبز، وصيغته الكيميائية "NaHCO₃"، ويُستخدم لخبز الطعام، ويُطلق غاز ثاني أكسيد الكربون أثناء تسخينه لدرجات حرارة تزيد عن 50 درجة مئوية.

^ "Rules for Naming Ionic Compounds Containing Polyatomic Ions", www.chem.purdue.edu, Retrieved 26-5-2019. Edited.

# data[].attributes.attachment_link.title
المركبات الأيونية - موضوع

# data[].attributes.attachment_link.description
تعرف المركبات الأيونيّة بأنها مركبات تنتج عن تفاعل عنصر فلزي يتألف من ذرات تميل إلى فقد الإلكترونات بسهولة مع عنصر آخر لا فلزي يميل إلى اكتساب الالكترونات بسهولة، بحيث يتم نقل الإلكترونات لإنتاج الأيونات ، ويتم تحقيق الاستقرار للمركب الأيونيّ بواسطة قوى الجذب الكهروستاتيكية وهي الروابط الأيونيّة.

# data[].attributes.attachment_link.title
تمثيل لويس ✨التمثيل النقطي✨للمركبات الأيونية والتساهمية - الصف التاسع

# data[].attributes.body
يتم تمثيل لويس للعناصر و ايوناتها بوضع عدد من النقط حول رمز العنصر أو الايون بعدد من الكترونات المستوى الاخير و في حالة الايون السالب يوضع الايون بعد تمثيله بين(  ) و تكتب مقدار الشحنة السالبة عليه.⁦:-)⁩

# data[].attributes.attachment_link.title
لماذا يتم لويس للايون الموجب بوضوع رمز العنصر ، ومقدار الشحنة عليه دون نقط

# data[].attributes.attachment_link.title
تمثيل لويس للعناصر والأيونات - الصف التاسع

# data[].attributes.attachment_link.title
الصف التاسع - العلوم - تمثيل لويس

# data[].attributes.attachment_link.title
التمثيل النقطي للالكترونات

# data[].attributes.body
لجأ العلماء إلى تمثيل الكترونات التكافؤ للعناصر بطرق مختلفة؛ و ذلك لتسهيل دراسة الروابط بينها و من بين هذه الطرق تمثيل لويس (التمثيل النقطي)

# data[].attributes.attachment_link.title
ما هي الرابطة التساهمية  ؟!

# data[].attributes.attachment_link.title
ما هي الرابطة الأيونية .. و كيف تنشأ  ؟!

# data[].attributes.attachment_link.readable_text
الرابطة الأيونية أو الرابطة الشاردية هي الرابطة التي تنشأ بين ذرتين تختلفان في المقدرة على كسب أو فقد الإلكترونات وتكون بين أيوني هاتين الذرتين الموجب والآخر السالب الشحنة فتنشأ قوة جذب كهربائي بينهما، وتختلف نسبة الأيونات المفقودة والمكتسبة فمثلا تحتاج ذرة الأكسجين لأيونين من البوتاسيوم لأن المدار الأخير يحتاج لإلكترونين ليصل لحالة الاستقرار أي ثمانية إلكترونات.

وتحدث الرابطة الأيونية عادةً بين الفلزات (ذات طاقة التأين المنخفضة والتي تميل لفقدان الإلكترونات) واللافلزات (ذات الألفة الإلكترونية المرتفعة والتي تميل لاكتساب الالكترونات).

مثال:- يرتبط أيون الصوديوم + Na بأيون الكلور - Cl في مركب كلوريد الصوديوم برابطة أيونية.

فعنصر الصوديوم يفقد الكترون واحد من مستوى تكافؤه ليصبح أيون موجب أحادي ذو توزيع الإلكتروني مشابه للتوزيع الإلكتروني للغاز الخامل الذي قبله وهو النيون.

Na / 1S² 2S² 2P₆ 3S¹ ـ Na⁺ / 1S² 2S² 2P₆

وعنصر الكلور يكتسب الكترون واحد في مستوى تكافؤه ليصبح أيون سالب ذو تركيب إلكتروني مشابه لتركيب الغاز الخامل الذي بعده وهو الارجون.

Cl / 1S² 2S² 2P₆ 3S² 3P₅ ـ Cl⁻ / 1S² 2S² 2P₆ 3S² 3P₆

والحقيقة أن هذا الكلام غير دقيق فلا يوجد جزيئات مستقلة في المركبات الأيونية بل توجد على شكل تجمع أيوني يعرف بالأشكال بلورية بحيث يكون كل أيون ذو شحنة معينة محاطاً بعدد من الأيونات ذو الشحنة المخالفة.

وللرابطة الأيونية طاقة تعرف باسم (طاقة الرابطة الأيونية) وهي طاقة وضع ناتجة (سالبة) تعتمد قيمتها على كمية الشحنة المتوفرة بالأيونين وعلى نصف قطر (الحجم الذري) كلِ منهما.

طاقة الرابطة الأيونية = - ي² / ر

حيث ي: كمية الشحنة. ر : مجموع نصفي قطر الأيونين

ويتضح من العلاقة السابقة أنه كلما زادت كمية الشحنة كلما نقصت طاقة الرابطة الأيونية (زيادة قيمة البسط تزيد من قيمة الكسر وبأن الكسر سالب الشحنة فإن الناتج يقل) ويصبح المركب الأيوني أكثر استقراراً.

أما بالنسبة لنصف القطر فيلاحظ من العلاقة أنه كلما كبر نصف القطر الذري لأحد الأيونين أو كليهما زادت طاقة الرابطة الأيونية (زيادة قيمة المقام تقلل من قيمة الكسر وبما أن الكسر سالب فالقيمة تزداد) ويصبح المركب أقل استقراراً.

وللتغلب على طاقة الرابطة الأيونية وكسرها (فصل الأيونين المكونين للرابطة) فإننا نحتاج إلى طاقة (موجبة) تعرف هذه الطاقة باسم طاقة الترتيب البلوري.

وتعرف طاقة الترتيب البلوري بأنها الطاقة التي نحتاجها لنحول مركباً بلورياً (أيونياً) في الحالة الصلبة إلى أيونات منفصلة في الحالة الغازية) إذاً فطاقة الترتيب البلوري طاقة مساوية لطاقة الرابطة الأيونية (كحد أدنى) مع اختلاف الإشارة.

طاقة الترتيب البلوري = ي² / ر

وعلى هذا فإن ارتفاع قيمة طاقة الترتيب البلوري لمركب ما يعني أن هذا المركب أكثر استقراراً وتزداد طاقة الترتيب البلوري بزيادة قيمة كمية الشحنة أو نقصان نصف القطر الذري (لأحد الأيونين أو كليهما) كما يتضح من العلاقة السابقة.

كما ذكرنا في السابق بأن المركبات الأيونية توجد على شكل تجمعات أيونية في أشكال معينة يطلق عليها (الأشكال البلورية) ونجد في هذه الأشكال ترتيب بلوري منظم للأيونات بحيث أن كل أيون ذو شحنة معينة يكون منجذباً إلى مجموعة من الأيونات ذو الشحنة المخالفة، بمعنى أن الأيون الواحد يكون مرتبطاً بعدة روابط أيونية في نفس الوقت وهذا ما يفسر وجود المركبات الأيونية عادةً في الحالة الصلبة (كثافة عالية) كما يفسر هذا الوضع أيضاً درجات الانصهار والغليان المرتفعة لهذه المركبات.

ومن أهم صفات المركبات الأيونية عدم قدرتها على التوصيل الكهربي في الحالة الصلبة نظراً لارتباط الأيونات وعدم قدرتها على الحركة بينما تصبح موصلة للكهرباء عند صهرها أو إذابتها في الماء (الأيونات حرة الحركة في المصهور وفي المحلول المائي).

و من أهم خصائصها :

1- تذوب بالماء ولا تذوب بالبنزين مثال (الملح)لأن الماء مذيب قطبي يستطيع فصل الأيونات عن بعضها. 2- لها درجة انصهار عالية بسبب قوة التجاذب الكهروستاتيكي بين الأيونات الموجبة والسالبة. 3- حالتها صلبة عند الظروف العادية، بسبب قوة التجاذب الكهروستاتيكي بين الأيونات الموجبة والسالبة. 4- المركبات الأيونية الصلبة لاتوصل الكهرباء ولكن محاليلها بالماء توصل الكهرباء لانه عندما يكون المركب صلباً تكون الأيونات مرتبطة مع بعضها البعض أما عندما يكون المركب محلولاً تكون الأيونات حرة الحركة فتوصل التيار الكهرومغناطيسي

# data[].attributes.attachment_link.title
رابطة أيونية - ويكيبيديا

# data[].attributes.attachment_link.description
الرابطة الأيونية أو الرابطة الشاردية هي الرابطة التي تنشأ بين ذرتين تختلفان في المقدرة على كسب أو فقد الإلكترونات وتكون بين أيوني هاتين الذرتين الموجب والآخر السالب الشحنة فتنشأ قوة جذب كهربائي بينهما، وتختلف نسبة الأيونات المفقودة والمكتسبة فمثلا تحتاج ذرة الأكسجين لأيونين من البوتاسيوم لأن المدار الأخير يحتاج لإلكترونين ليصل لحالة الاستقرار أي ثمانية إلكترونات.

# data[].attributes.attachment_link.readable_text
الرابطة التساهمية هي أحد أشكال الترابط الكيميائي وتتميز بمساهمة زوج أو أكثر من الإلكترونات بين الذرات، مما ينتج عنه تجاذب جانبي يعمل على تماسك الجزيء الناتج. تميل الذرات للمساهمة أو المشاركة بإلكتروناتها بالطريقة التي تجعل غلافها الإلكتروني ممتليء. وهذه الرابطة دائما أقوى من القوى بين الجزيئات مثل الرابطة الهيدروجينية.

تحدث الرابطة التساهمية غالبا بين الذرات التي لها سالبية كهربية متماثلة (عالية)، حيث أنه تلزم طاقة كبيرة لتحريك إلكترون من الذرة. الرابطة التساهمية غالبا ما تحدث بين اللا فلزات، بينما تكون الرابطة الأيونية أكثر شيوعا بين الذرات الفلزية والذرات اللافلزية.

تميل الرابطة التساهمية لأن تكون أقوى من أنواع الروابط الأخرى، مثل الرابطة الأيونية. وبعكس الرابطة الأيونية، حيث ترتبط الأيونات بقوى كهرساكنة غير موجهة، فإن الرابطة التساهمية تكون عالية التوجيه. وكنتيجة، الجزيئات المرتبطة تساهميا تميل لأن تتكون في أشكال مميزة.

فكرة الترابط التساهمي يمكن أن ترجع إلى جيلبرت إن لويس، والذي قام في عام 1916 بوصف مساهمة أزواج الإلكترونات بين الذرات. وقد قام باقتراح ما يسمى أو الشكل الإلكتروني النقطي والذي يكون فيه إلكترونات التكافؤ (الموجودة في غلاف التكافؤ) ممثلة بنقط حول الرمز الذري. وتكون ازواج الإلكترونات الموجودة بين الذرات ممثلة للروابط التساهمية. كما أن الأزواج العديدة تمثل روابط عديدة، مثل الرابطة الثنائية أو الثلاثية. وبعض الأشكال الإلكترونية النقطية ممثلة في الشكل المجاور. وطريقة أخرى لتمثيل الرابطة هي تمثيلها كخط.

بينما أن فكرة تمثيل أزواج الإلكترونات تعطى طريقة مؤثرة لتصور الرابطة التساهمية، فإن دراسات ميكانيكا الكم تحتاج لفهم طبيعة تلك الرابطة وتوقع تركيب وخواص الجزيئات البسيطة. وقد قام كل من والتر هتلر وفريتز لندن بعمل أول توضيح ناجح من وجهة نظر ميكانيكا الكم للترابط الكيميائي، وخاصة للهيدروجين الجزيئي، في عام 1927. وقد كان عملهم مبنيا على أساس تصور رابطة التكافؤ، والذي افترض أن الرابطة الكيميائية تتكون عندما يكون هناك تداخل جيد بين المدارات الذرية للذرات المساهمة. وهذه المدارات الذرية تعرف بأن بينها وبين بعضها زاوية محددة، وعلى هذا فإن تصور رابطة التكافؤ يمكن أن تتوقع زوايا الروابط بنجاح في الجزيئات البسيطة. عادة ما تكون هذه الرابطة بين اللافلزات فقط.

ترتيب الرابطة هو مصطلح علمي لوصف عدد أزواج الإلكترونات المتشاركة بين الذرات المكونة للرابطة التساهمية. وأكثر أنواع الرابطة التساهمية شيوعا هو الرابطة الأحادية، والتي فيها يتم المشاركة بزوج واحد فقط من الإلكترونات. كل الروابط التي بها أكثر من زوج من الإلكترونات تسمي روابط تساهمية متعددة. المشاركة بزوجين من الإلكترونات تسمى رابطة ثنائية، والمشاركة بثلاثة أزواج تسمى رابطة ثلاثية. ومثال للرابطة الثنائية في حمض النتروز (بين N و O)، ومثال للرابطة الثلاثية سيانيد الهيدروجين (بين C و H).

الرابطة الأحادية يكون نوعها رابطة سيجما، والرابطة الثنائية تكون واحدة سيجما وواحدة باي ، والرابطة الثلاثية تكون واحدة سيجما وإثنين باي.

الروابط الرباعية، رغم ندرتها، فإنها موجودة. فكلًا من الكربون والسيليكون يمكن أن يكونا مثل هذه الرابطة نظريا. ولكن الجزيء الناتج يكون غير مستقر تماما. وتلاحظ الروابط الرباعية الثابتة في الروابط الفلزات الانتقالية، وغالبا ما تكون بين ذرتين من الفلزات الانتقالية في المركبات العضوية الفلزية.

الروابط السداسية تم ملاحظتها أيضا في الفلزات الانتقالية في الحالة الغازية ولكنها نادرة أكثر من الرباعية.

كما أنه توجد حالة خاصة من الرابطة التساهمية تسمى رابطة تساهمية تناسقية.

بصفة عامة، يمكن للذرات المرتبطة برابطة أحادية تساهمية ان يحدث لهما دوران بسهولة نسبيا. ولكن، في الرابطة الثنائية والثلاثية يكون الأمر بالغ الصعوبة حيث أنه لابد من حدوث تداخل بين مدارات باي، وهذه المدارات تكون في حالة توازي.

يمكن لبعض أنواع الروابط أن يكون لها أكثر من شكل نقطي (مثلا الأوزون O ₃). ففي الشكل النقطي. تكون الذرة المركزية لها رابطة أحادية مع أحد الذرات الأخرى ورابطة ثنائية مع الأخرى. ولا يمكن للشكل النقطي إخبارنا أي من الذرات لها رابطة أحادية، فكل من الذرتين لهما نفس الفرصة لحدوث الرابطة الثنائية. وهذان التركيبان المحتملان يسميا البناء الرنيني. وفي الحقيقة، فإن تركيب الأوزون رنيني مهجن بين تركيبية الرنينين.

1. ^ Harcourt, Richard D., المحرر (2015). "Chapter 2: Pauling "3-Electron Bonds", 4-Electron 3-Centre Bonding, and the Need for an "Increased-Valence" Theory". Bonding in Electron-Rich Molecules: Qualitative Valence-Bond Approach via Increased-Valence Structures. Springer. ISBN 9783319166766.

2. ^ Grechnev, Alexei; Ahuja, Rajeev; Eriksson, Olle (2003-01-01). "Balanced crystal orbital overlap population-a tool for analysing chemical bonds in solids". Journal of Physics: Condensed Matter. 15 (45): 7751. Bibcode:2003JPCM...15.7751G. doi:10.1088/0953-8984/15/45/014. ISSN 0953-8984.

# data[].attributes.attachment_link.title
رابطة تساهمية - ويكيبيديا

# data[].attributes.attachment_link.description
الرابطة التساهمية هي أحد أشكال الترابط الكيميائي وتتميز بمساهمة زوج أو أكثر من الإلكترونات بين الذرات، مما ينتج عنه تجاذب جانبي يعمل على تماسك الجزيء الناتج. تميل الذرات للمساهمة أو المشاركة بإلكتروناتها بالطريقة التي تجعل غلافها الإلكتروني ممتليء. وهذه الرابطة دائما أقوى من القوى بين الجزيئات مثل الرابطة الهيدروجينية.

# data[].attributes.body
اضاءة⁦ ⁦:
تسمى الروابط بين الذرات في الجزئ و بين الأيونات في المركب الايوني (الرابطة الايونية و الرابطة التساهمية) الروابط الاولية

# data[].attributes.body
تنشأ الرابطة التساهمية/عند تفاعل عنصر لا فلز مع لا فلز أو شبه فلز➡️

# data[].attributes.body
تنشأ الرابطة الايونية عند تفاعل عنصر فلز مع عنصر لا فلز ➡️

# data[].attributes.body
حالة الاستقرار/
هي معظم العناصر الكيميائية تصل ذراتها حالة الثبات عندما يصبح في مستوى طاقتها الاخير 8 الكترونات⚡