الرابطة الكيميائية هي القوة التي تعمل بين ذرتين أو أكثر لتماسكهما معًا كجزيء مستقر. تحتوي ذرات العناصر بخلاف الغازات النبيلة على تكوين إلكتروني غير مستقر وأبعادها الخارجية غير مكتملة. يمكنهم اكتساب الإلكترونات أو فقدها أو مشاركتها للوصول إلى تكوين إلكتروني ثابت لأقرب غاز نبيل.
في هذا الدرس سوف نغطي:
لكي تحقق الذرة تكوينًا إلكترونيًا مستقرًا ، يجب أن تحتوي على -
وبالتالي فإن التركيب الكيميائي للذرات ينطوي على إعادة توزيع الإلكترونات من أجل تحقيق تكوين إلكتروني مستقر. تميل إلى تحقيق تكوين إلكتروني ثابت لأقرب غاز نبيل من خلال:
يتضمن تكوين مركب كهربائي تساوي نقل إلكترونات التكافؤ من ذرة واحدة (معدنية بشكل عام) إلى ذرة أخرى (غير معدنية بشكل عام).
ذرة معدنية - تفقد الإلكترونات وتصبح كاتيون ، X - 1e - → X 1+
ذرة غير فلزية - تكتسب إلكترونات وتصبح أنيون ، Y + 1e - → ص 1−
نظرًا لأن الأيونات عبارة عن جسيمات مشحونة معاكسة ، فإنها تجذب بعضها البعض لتكوين مركب كهربائي تساوي.
مثال 1: كلوريد الصوديوم (كلوريد الصوديوم)
التكوين الإلكتروني لذرة الصوديوم [العدد الذري 11] - 2 ، 8 ، 1
التكوين الإلكتروني لذرة الكلور [العدد الذري 17] - 2 ، 8 ، 7
تبلغ ذرة الصوديوم تكوينًا إلكترونيًا ثابتًا لأقرب غاز نبيل - نيون بفقدان إلكترون واحد من غلاف التكافؤ الخاص به ويصبح أيونًا موجب الشحنة Na 1+ . تحصل ذرة الكلور على تكوين مستقر لأقرب غاز نبيل - الأرجون عن طريق الحصول على إلكترون واحد في غلاف التكافؤ الخاص بها وتصبح أيون سالب الشحنة Cl - .
Na - 1e - → Na 1+
[2 ، 8 ، 1] [2 ، 8]
Cl + 1e - → Cl 1−
[2 ، 8 ، 7] [2 ، 8 ، 8]
Na + Cl Na 1+ Cl 1− NaCl
مثال 2: كلوريد المغنيسيوم (MgCl 2 )
التكوين الإلكتروني لذرة المغنيسيوم [العدد الذري 12] - 2 ، 8 ، 2
التكوين الإلكتروني لذرة الكلور [العدد الذري 17] - 2 ، 8 ، 7
تبلغ ذرة المغنيسيوم تكوينًا إلكترونيًا ثابتًا لأقرب غاز نبيل - نيون بفقدان إلكترونين من غلاف التكافؤ الخاص بها وتصبح أيونًا موجب الشحنة Mg 2+ . تحصل ذرة الكلور على تكوين مستقر لأقرب غاز نبيل - الأرجون عن طريق الحصول على إلكترون واحد في غلاف التكافؤ الخاص بها وتصبح أيون سالب الشحنة Cl -.
لقبول إلكترونين Mg توجد ذرتان من الكلور. 
ملغ - 2 ه - ⇒ مغ 2+ ، 2 كلوريد + 2 ه - ⇒ 2 كلوريد -
مغ + 2 كلوريد ، مغ 2 + 2 كلوريد 1− ، مغكل 2
في الترابط التساهمي ، هناك مشاركة متبادلة للإلكترونات بين زوجين من ذرات العناصر غير المعدنية ، والمركب المتشكل بهذه الطريقة يسمى المركب التساهمي. تتم مشاركة الإلكترونات الموجودة في غلاف التكافؤ بشكل متبادل بين ذرات كل عنصر بحيث تكتسب كل ذرة تكوينًا إلكترونيًا مستقرًا. السند واحد [-] ، مزدوج [=] أو ثلاثي [ = ] تساهمية.
مثال 1: الأكسجين [O 2 ]
تحتاج ذرة الأكسجين [العدد الذري 8 ، التكوين الإلكتروني 2 ، 6] إلى إلكترونين للوصول إلى بنية ثُمانية مستقرة. تساهم كل ذرة من ذرات O بإلكترونين بحيث يكون هناك زوجان مشتركان من الإلكترونات بينهما مما يؤدي إلى تكوين رابطة تساهمية مزدوجة ، O = O.
مثال 2: الميثان [CH 4 ]
تشترك ذرة واحدة من الكربون في أربعة أزواج من الإلكترونات - واحدة مع كل من ذرات الهيدروجين الأربع.
المركبات التساهمية القطبية وغير القطبية
| المركبات التساهمية غير القطبية | المركبات التساهمية القطبية |
| يقال أن المركبات التساهمية غير قطبية عندما يتم توزيع زوج من الإلكترونات بالتساوي بين الذرتين. | يقال أن المركبات التساهمية تكون قطبية عندما يتم توزيع زوج من الإلكترونات بشكل غير متساو بين الذرتين. |
| لا يوجد فصل تهمة يحدث. الجزيء التساهمي متماثل ومحايد كهربائيًا. | يحدث فصل الشحن. تنتج الذرة التي تجذب الإلكترونات بقوة شحنة سالبة طفيفة. |
| مثال: H 2 ، Cl 2 ، O 2 ، CH 4 | مثال: H 2 O، NH3 ، HCl حمض الهيدروكلوريك: نظرًا لأن أيون الكلوريد أكثر كهربيًا من أيون الهيدروجين ، فإن أيون الكلوريد يحمل طابعًا سلبيًا جزئيًا بينما يحمل الهيدروجين طابعًا موجبًا جزئيًا.  |
خواص ومقارنة المركبات الكهربية التساهمية والمركبات التساهمية
| مركب كهربائي | مركب تساهمية |
| تتشكل المركبات عن طريق نقل الإلكترونات بين الذرات. | تتشكل المركبات من خلال مشاركة الإلكترونات بين الذرات. |
| تشكلت نتيجة للاختلاف الكبير في الكهربية للذرات. | تشكلت نتيجة اختلاف بسيط في الكهربية للذرات. |
| المواد الصلبة الصلبة البلورية. | عادة السوائل أو الغازات. |
| ردود الفعل سريعة وسريعة. | ردود الفعل بطيئة. |
| يمكنهم توصيل الكهرباء في حالة منصهرة أو حل. | لا يمكن للمركبات التساهمية توصيل الكهرباء. |
| درجة انصهار وغليان عالية. | درجة انصهار وغليان منخفضة. |
| تشارك الأيونات في تكوين الرابطة. | تشارك الذرات في تكوين الرابطة. |
