أنواع الروابط الكيميائية
تسعى الذرات إلى إقامة روابط كيميائية مع ذرات أخرى لتحقيق حالة من الاستقرار، وتختلف حاجة الذرات من رابط إلى آخر؛ فبعض الذرات تحتاج إلى باستين لإما اكتساب أو فقد أو مشاركة الإلكترونات، بهدف أن يصبح غلاف تكافؤها مشبعاً بـ 8 إلكترونات. وفيما يلي نستعرض أنواع الروابط الكيميائية:
الروابط الأيونية
تتشكل الروابط الأيونية بين العناصر ذات الشحنات المختلفة، حيث يُنتج عن ذلك تكون الأيونات عندما تفقد الذرات إلكتروناً أو تكسبه، مما يزيد من استقرارها. تُعرف الأيونات الموجبة الناتجة عن فقد الإلكترونات باسم الكاتيونات، بينما تُعرف الأيونات السالبة الناتجة عن اكتساب الإلكترونات باسم الأنيونات.
نقل الإلكترون
يعرف انتقال الإلكترونات بعملية نقل الإلكترون، وعند إنشاء الرابطة الأيونية يتطلب الأمر نقل الإلكترونات بين الذرات. كمثال، يحتوي عنصر الصوديوم (Na) على إلكترون واحد في غلافه الخارجي، مما يجعله يميل إلى فقدان هذا الإلكترون بدلاً من تلقي 7 إلكترونات أخرى. وبفقدان هذا الإلكترون تصبح الصيغة الشحنية موجبة (+1) ويُسمى أيون الصوديوم. على الجهة الأخرى، يحتوي الكلور (Cl) على 7 إلكترونات في غلافه الخارجي، لذا يميل إلى اكتساب إلكترون واحد، مما يكسبه شحنة سالبة (-1) ويُسمى أيون الكلوريد.
مثال على الروابط الأيونية
تترابط أيونات الصوديوم الموجبة مع أيونات الكلوريد السالبة عن طريق فقدان الصوديوم إلكتروناً وإعطائه للكلور، مما يكوّن كلوريد الصوديوم أو ما يُعرف بملح الطعام.
الروابط التساهمية
تُعتبر الروابط التساهمية من الروابط الكيميائية القوية والشائعة، وتتشكل عندما تتشارك عنصران بإلكترون واحد. وتُعتبر هذه الروابط أحد المكونات الرئيسية في خلايا جسم الإنسان، وهي أقوى من الروابط الأيونية ولا تتفكك في الماء.
مثال على الروابط التساهمية
الرابطة بين ذرات الهيدروجين والأكسجين تُعد من أبرز أمثلة الروابط التساهمية، حيث يرتبط الهيدروجين مع الأكسجين لتكوين جزيء الماء من خلال مشاركة إلكترون واحد، مما يتيح للأكسجين الحصول على الغلاف الخارجي المتطلب منه. ونتيجة لذلك، يتكون جزيء الماء من ذرة أكسجين واحدة وذرتين من الهيدروجين. وتوجد نوعان من الروابط التساهمية: القطبية وغير القطبية، وفيما يلي تعريف لكلاً منهما:
الروابط التساهمية القطبية
تُعرف الروابط التساهمية القطبية بأنها الروابط التي تتقاسم فيها الذرات الإلكترونات بشكل غير متساوٍ بسبب انجذاب الإلكترونات إلى نواة إحدى الذرات. هذه الظاهرة تعرف بالسالبية الكهربية، حيث تجذب الذرات ذات السالبية الكهربية العالية الإلكترونات نحوها، مما يؤدي إلى وجود شحنة جزئية. يعتبر جزيء الماء مثالًا على هذا النوع من الروابط، حيث أن للأكسجين سالبية كهربية أعلى من تلك الموجودة في الهيدروجين، مما يجعل الإلكترونات تتركز بالقرب من نواة الأكسجين.
الروابط التساهمية غير القطبية
تتشكل الروابط التساهمية غير القطبية بين ذرتين من نفس العنصر أو بين عناصر تختلف في التركيب ولكن لها سالبية كهربية متساوية تقريبًا. على سبيل المثال، يُعتبر غاز الميثان غير قطبي بسبب تقريب السالبية الكهربية بين الكربون والهيدروجين، مما يؤدي إلى تكوين روابط غير قطبية بينهم.
الروابط الهيدروجينية
تتشكل الروابط الهيدروجينية بين جزيئات الماء عندما تنجذب ذرة الهيدروجين إلى ذرة الأكسجين في جزئ مجاور، مما يؤدي إلى ترابط جزئين من الماء. تُعتبر هذه الروابط ضعيفة للغاية، ولكنها كافية لتكوين الماء، ولها خصائص مميزة مثل التوتر السطحي العالي، الحرارة النوعية، وحرارة التبخر. تسهم هذه الروابط أيضًا في تحديد وتكرار جزيئات الحمض النووي.
قوى فان دير فالس
قوى فان دير فالس تعتبر ضعيفة مثل الروابط الهيدروجينية، وتتكون بين الذرات القطبية المرتبطة تساهمياً في جزيئات مختلفة. تنشأ هذه القوى نتيجة الشحنات الجزيئية المؤقتة التي تتكون عندما تنتقل الإلكترونات حول النواة، وتزداد شدة الترابط عندما تكون المسافات بين الجزيئات قصيرة. كما أن قوى فان دير فالس لا تعتمد على تغيرات درجات الحرارة، حيث تتميز المواد المرتبطة بهذه القوى بدرجات غليان منخفضة، بينما تتمتع المواد التي ترتبط بواسطة الروابط التساهمية أو الأيونية بدرجات غليان مرتفعة.
أمثلة على قوى فان دير فالس
تعتبر الروابط التي تتشكل في جزيئات البروتين من الأمثلة البارزة على قوى فان دير فالس، حيث تلعب دورًا أساسيًا في ربط جزيئات البروتين مع الجزيئات الأخرى سواءً في المحلول أو على أسطح الخلايا.
