الرابطة الكيميائية انواعها و كيفية الترابط بين الذرات لتشكيل الجزيئات و القواعد التي تحدد شكل الجزيء سنتعرف على كل هذا و اكثر في هذا الدرس و لكن ننبه أن الدرس ليس وفق المنهاج الدراسي للسنة الأولى ثانوي و هو يتعمق أكثر مما هو مطلوب قد يكون مناسب للأستاذ الذي لا يريد ان يكون تفكيره في حدود البرنامج الدراسي
| المستوى | السنة الاولى جذع مشترك علوم و تكنولوجيا |
| المجال | المادة و تحولاتها |
| الوحدة | هندسة افراد بعض الأنواع الكيميائية |
| الموضوع | الروابط والشكل الهندسي للجزيء |
| صاحب الموضوع | الاستاذ |
مقتطف من درس الرابطة الكيميائية والشكل الهندسي للجزيء
الروابط والشكل الهندسي للجزيء
يسعى كل شئ في الكون إلى أن يكون في حالة استقرار وثبات وذلك عندما يكون في أدنى مستوى من الطاقة وهي ماتعرف بطاقة الوضعفكيف تصل هذه العناصر إلى هذا الاستقرار والثبات❗
لتصل العناصر إلى طاقة الوضع لابد أن تشبه في تركيبها الالكتروني التركيب الالكتروني لعناصر المجموعة الثامنة ( الغازات النبيلة ) فمجالها الخارجي ممتلئ بالعدد الأقصى من الالكترونات ويتم هذا عن طريق فقدها أو اكتسابها لإلكترون أو أكثر من مجال التكافؤ أو مشاركتها بإلكترون او أكثر من الكترونات مجال التكافؤ مع ذره أو ذرات أخرى1.4 الرابطة الأيونية :
تتكون نتيجة لاتحاد فلز مع لا فلز. الفلز يميل إلى فقد إلكترون مدار تكافؤه الأخير ويصبح أيون موجب بينما اللافلز يميل إلى اكتساب هذا الإلكترون و يصبح أيون سالب. فتنشأ قوى جذب إلكتروستاتيكى بين الأيون الموجب و الأيون السالب و تتكون الرابطة الأيونية.الرابطة التساهمية :
تنشأ نتيجة مشاركة كل من عنصريين متشابهين بالإلكترون لتكوين رابطةتسمي بالرابطة التساهمية النقية . بينما لو كان العنصرين مختلفين تسمى رابطة تساهمية مستقطبة. حيث إذا كان فرق السالبية الكهربية بين العنصرين أقل من 1.9 فتعتبر الرابطة تساهمية مستقطبة ، أما إذا كان الفرق أكبر من 1.9 فأن الرابطة تعتبر رابطة أيونية .
3.4 قاعدة الثمانية :
كل ذرة تميل إلى أن يحتوى مدار تكافؤها الأخير على ثمانية إلكترونات فيالمركب، ماعدا الهيدروجين و الهليوم. ويقال في حالة احتواء مدار التكافؤ الأخير لذرة ما أقل أو أكثر من ثمانية إلكترونات في مركب ما أن هذا المركب يحيد عن قاعدة الثمانية للويس .
نظرية لويس
عند التفاعل الكيميائي كل ذرة تساهم بالكترون ليتكون زوج الكتروني يسمي الالكترونات المشتركة اطلق لويس علي عملية الاندماج هذه الرابطة الكيميائية بينما سماها لانجمور وباولنج الرابطة التساهميةكيفية رسم تركيب لويس
- حدد الذرة المركزية (الذرة ذات السالبية الكهربية الاقل والتكافؤ الاعلي)
- احسب عدد الكترونات التكافؤ لكل عنصر
- احسب العدد الكلي لالكترونات التكافؤ في الجزئ
- اربط الذرة المركزية بالذرات الاخري بروابط تساهممية ( كل نقطتين او خط مستقيم قصير يمثل رابطة تساهمية وهي عبارة عن زوج من الالكترونات وتسمي الالكترونات الرابطة)
- اطرح عدد الالكترونات الرابطة من العدد الكلي لالكترونات التكافؤ ووزع الباقي علي الذرات الخارجية بحيث تحصل كل ذرة علي ثمانية الكترونات ما عدا الهيدروجين يحصل علي الكترونين فقط
- الباقي من الكترونات التكافؤ يضاف الي الذرة المركزية علي هيئة الكترونات غير رابطة
- اذا كان عدد الالكترونات علي الذرة المركزية اقل من ثمانية تستخدم الازواج الالكترونية غير الرابطة في عمل روابط ثنائية بين الذرة المركزية والذرات الخارجية
رسالة التنبيه: في حالة وجود رابط لا يعمل يرجى تنبيهنا في التعليقات.
تحميل