من السهل التمييز بين المركبات القطبية وغير القطبية من خلال معرفة الكهربية الكهربية الموجودة بين المركبين. يمكن أن تكون ذراته وهذا الإلكتروليت موجب الشحنة لأن الذرة الموجبة هي الأقوى في التكوين الجزيئي. ويمكن أن تصبح الشحنة الكهربية سالبة بسبب قوة الذرة السالبة.
الرابطة التساهمية هي رابطة تتكون بين جزيئات متشابهة في الكهربية ؛ تستمر عملية الترابط بين الجزيئات حتى تصل إلى مرحلة الاستقرار ويحدث هذا التشابه في الجزيئات لأن الجزيئات تحتاج إلى نفس عدد الإلكترونات في مدارها الأخير حتى تصل إلى مرحلة الاستقرار وتسمى الإلكترونات التي تمكنت من ملء المدارات الأخيرة (إلكترونات التكافؤ).
تتشكل الرابطة التساهمية من خلال ضم جزيئين من عنصر واحد ، مثل انضمام جزيئين من الهيدروجين ، ويمكن تكوين رابطة تساهمية من خلال ضم جزيئين من عنصرين مختلفين ، مما ينتج عنه نوعان من الروابط التساهمية وهما نوعان على النحو التالي.
- الرابطة التساهمية القطبية: هي رابطة تحدث بين جزيئين لهما كهرسلبية مختلفة ، بحيث يتفوق أحد الجزيئين في السلبية الكهربية على الآخر ، لذا فإن الجزيء ذو القدرة الكهربية الأعلى يجذب الإلكترونات التي يحتاجها من الجزيء السفلي. الكهربية التي تشكل الرابطة والإلكترونات في هذا المركب أقرب إلى واحد. جزيئين أكثر من الآخر ، وهو رابطة تساهمية تتكون بين عناصر مختلفة.
- الرابطة التساهمية غير القطبية: تتكون الرابطة التساهمية غير القطبية عن طريق ضم جزيئين لهما نفس القدرة الكهربية ، وهما في الغالب من نفس العنصر ، وهذه الرابطة مع (الرابطة النقية).
حقيقة أن الروابط التساهمية تحدث بسبب انتقال الإلكترون من مداره في ذرة العنصر الذي يوجد فيه ، لأنه في المدار الأخير حول النواة ، وعلى الأرجح في المدار الأخير تدور النواة في تتكون هذه الحالة من واحد على الأكثر ، مع إلكترونين أو ثلاثة إلكترونات ؛ إنه الحد الأقصى لعدد التحولات التي تحدث في فضاء النواة ، بحيث تذهب تلك الإلكترونات إلى النواة ذات القدرة الكهربية الأقل – بسبب قلة عدد الإلكترونات – وتكتسب النواة الأخرى تلك الإلكترونات الموجودة في الغالب في الأخير مدار النواة المكونة من 5 أو 6 أو 7 إلكترونات وهي تجذب تلك الإلكترونات التي تمت مشاركتها مع النواة السابقة والتي اكتسبتها من خلال تكوين روابط تساهمية حتى اكتمال عدد ذرات مدارها الأخير.
- يمكن أن يكون هناك اختلاف في عدد الإلكترونات المشتركة بين الذرات عندما تكون مرتبطة تساهميًا ، ومما سبق نجد أن هناك دائمًا أنواعًا من المشاركة وفي الحقيقة هناك أنواع من أشكال الروابط التساهمية عندما تتشكل وعلى وجه التحديد وهم على النحو التالي.
- ربط أحادي: تتكون هذه الرابطة من ذرات تشترك في إلكترون واحد فقط ، وهذا يحدث غالبًا في العديد من الأمثلة ، مثل ذرات الهيدروجين.
- الرابطة المزدوجة: تتكون هذه الرابطة من مشاركة إلكترونين بواسطة الذرات ، وهذا يحدث إلى حد كبير في العديد من الأمثلة ، وأشهرها ثاني أكسيد الكربون.
- الرابطة الثلاثية: أما بالنسبة للرابطة الثلاثية ، فهي الرابطة الإلكترونية الأكثر شيوعًا بين الذرات التي يتم فيها مشاركة الإلكترونات ، وتوجد هذه الرابطة في غاز النيتروجين.
تكمن أهمية التمييز بين المركب القطبي وغير القطبي في تحديد نوع المذيب المستخدم مع المركبات المختلفة ، فهناك مركبات تعمل على إذابة جميع أنواع المذيبات سواء كانت قطبية أو غير قطبية.
للمركبات التساهمية العديد من الخصائص أهمها ما يلي.
- المركبات التساهمية هي موصلات كهربائية رديئة.
- يمكن أن توجد هذه المركبات في حالات مختلفة من المادة ولا تلتصق ببعضها البعض بطريقة معينة ، لذلك توجد مركبات غازية أو مركبات صلبة أو مركبات سائلة.
- أما المركبات التساهمية الغازية فهي موجودة في هذه الحالة عند درجة حرارة الغرفة العادية وفي حالات التعرض للضغط الجوي الطبيعي.
- المركبات التساهمية الصلبة أو السائلة لها عتبة حرارية منخفضة ، أي أنها لا تحتاج إلى درجة حرارة كبيرة لتغيير حالتها من حالتها الطبيعية ، سواء كانت سائلة إلى غازية أو صلبة إلى سائلة.
- المركبات التساهمية لها طاقة شعرية منخفضة بسبب القوى بين الجزيئات الضعيفة.
قبل أن نبدأ في تقديم الاختلافات بين خصائص الرابطة التساهمية وخصائص الرابطة الأيونية ، نحتاج إلى التوقف للحظة لتحديد ماهية الرابطة الأيونية. بالنسبة للمساهمة ، فقد تحدثنا عنها من قبل وسنعرض لك أولاً بعض المعلومات حول الترابط الأيوني ، ثم نقدم لك مقارنة في جدول بسيط أدناه.
تتشكل الرابطة الأيونية بفقدان الإلكترونات وكسب الآخرين ، وتفقد الذرات وتكتسب هذه العملية للحصول على حالة من الاستقرار بالنسبة إلى مدارها الأخير حتى تصل إلى اكتمال عدد الإلكترونات. في المدار الأخير ، على غرار الغازات النبيلة ، عندما تفقد الذرة الإلكترونات ، يصبح عدد البروتونات الموجبة أعلى من الإلكترونات التي تدور حولها ، مما يعطيها شحنة موجبة ، وفي هذه الحالة تسمى المعادن تلك الذرات.
- عندما تكتسب الذرة إلكترونات ، يصبح عدد البروتونات موجبة الشحنة بالداخل أقل من عدد الإلكترونات سالبة الشحنة ، لذلك يتم شحن الذرة سالبًا ، وفي هذه الحالة تسمى اللافلزية.
- أشهر مثال على الرابطة الأيونية مركب نستخدمه كثيرًا كل يوم ، وهو ملح الطعام ، أو اسمه الكيميائي هو كلوريد الصوديوم ، NaCl. تحتوي ذرة الصوديوم على إلكترون وبروتون ، ولكنها في حالة غير مستقرة ، لوجود إلكترون واحد فقط في مداره الثالث وهذا يجعل ذرة الكلور غير مستقرة ويبحث عن الذرات التي تجردها من ذلك الإلكترون ويجد ما يريده في عنصر الكلور لأنه يحتوي على 7 بروتونات موجبة و 7. الإلكترونات وفي توزيعها الإلكتروني نجد أن المدار الأخير المحيط بالنواة يحتوي على 7 إلكترونات فقط ويفقد مي إلكترون حتى يصل إلى مرحلة الاستقرار ، وعندما يتفاعل العنصران يتشكل مركب مستقر تكون فيه ذرات الكلور سالبة الشحنة وذرات الصوديوم موجبة الشحنة وهو ملح الطعام.
| قارن | الرابطة الأيونية | الرابطة التساهمية |
|---|---|---|
| الأنواع الكيميائية التي توجد بينها الروابط | بين المعادن واللافلزات | بين اللافلزات |
| شحنة | محايد كهربائيا | حمل شحنة |
| رابطة قوية | أقوى | أقل قوة من الأيونية |
| نقطة الغليان | عالٍ | قليل |
| نقطة الانصهار | عالٍ | قليل |
| طبيعة الجمعية [٥] | الذرات تشترك في الإلكترونات | تتحرك الإلكترونات بين الذرات |
| وجه | لا يوجد شكل معين | هناك شكل محدد |
| حالة المادة في درجة حرارة الغرفة | صلب | سائل أو غاز |
| التواجد في الطبيعة | أقل من تساهميًا | أكثر شيوعًا لأن جزيئات الكائنات الحية مرتبطة تساهميًا |
| أمثلة على الروابط | حامض الكبريتيك (HSo4) كلوريد الصوديوم (كلوريد الصوديوم) |
الميثان (CH4) حمض الهيدروكلوريك (HCl) |