حل درس ارتباط العناصر علوم للصف الثالث المتوسط الفصل الدراسي الثاني

حل درس ارتباط العناصر علوم للصف الثالث المتوسط الفصل الدراسي الثاني

الدرس الثاني : ارتباط العناصر 

الرابطة الأيونية :

هل قمت يوماً بعمل لوحة بتركيب أجزاءها المبعثرة ؟ ماذا يحدث إذا قلبت اللوحة ؟ ستتساقط وتتفكك القطع التي ركبتها . إن هذا يشبه العناصر عندما يرتبط بعضها مع بعض ، إلا أنها لا تتساقط ولا تتفكك إذا قلبت .
تخيل ما يحدث لو تفكك ملح الطعام إلى صوديوم وكلور عند وضعه على البطاطس المقلية ! إن ذرات أحد العناصر تكون روابط مع غيرها من الذرات باستخدام إلكترونات مستوى الطاقة الخارجي بأربع طرائق : بفقد إلكترونات ، أو باكتسابها ، أو تجاذبها ، أو بمشاركتها مع عنصر آخر .
والصوديوم فلز لين فضي اللون ، وهو شديد التفاعل عند إضافته إلى الماء أو الكلور . فما الذي يجعله شديد التفاعل هكذا ؟ إذا نظرت إلى التوزيع الإلكتروني لمستويات الطاقة للصوديوم ستجد أن له إلكتروناً واحداً فقط في مستوى الطاقة الأخير . فإذا أزيل هذا الإلكترون أصبح المستوى الخارجي فارغاً ، والمستوى قبل الأخير مكتملاً ، مما يجعل التوزيع الإلكتروني له مشابهاً للتوزيع الإلكتروني للغاز النبيل النيون .
أما الكلور فيكون روابط بطريقة مختلفة عن طريقة الصوديوم ؛ فهو يكتسب إلكتروناً ، وعندها يصبح التوزيع الإلكتروني للكلور مشابهاً للتوزيع الإلكتروني في الغاز النبيل الأرجون .

الأيونات - مسألة توازن : تفقد ذرة الصوديوم كما عرفت سابقاً إلكتروناً ، وتصبح أكثر استقراراً ، ونتيجة هذا الفقد يختل توازن شحنتها الكهربائية ،فتصبح أيوناً موجباً ؛ لأن عدد الإلكترونات حول النواة يقل إلكتروناً عن البروتونات في النواة ، ومن جهة أخرى يصبح الكلور أيوناً سالباً باكتسابه إلكتروناً من الصوديوم ، مما يزيد عدد الإلكترونات واحداً على عدد البروتونات في نواته .
فالذرة التي تفقد أو تكتسب إلكتروناً لا تكون ذرة متعادلة ، بل تصبح أيوناً . ويتم تمثيل أيون الصوديوم بالرمز +Na ، وأيون الكلوريد بالرمز -Cl .  

تكون الروابط : ينجذب أيون الصوديوم الموجب وأيون الكلور السالب أحدهما إلى الآخر بشدة . وهذا التجاذب الذي يربط الأيونات هو نوع من الروابط الكيميائية تسمى الرابطة الأيونية . نجد أن أيونات الصوديوم والكلور تكون رابطة أيونية ، وينتج مركب أيوني هو كلوريد الصوديوم ، أو ما يعرف بملح الطعام . المركب مادة نقية تحوي عنصرين أو أكثر مرتبطين برابطة كيميائية .

عندما تفقد الذرة إلكترون أو أكثر تصبح موجبة الشحنة وعندما تكتسب الذرة إلكترون أو أكثر تصبح أيوناً سالباً أي تكون سالبة الشحنة .

فقد واكتساب أكثر : لقد درست ما يحدث عندما تفقد ذرة عنصر أو تكتسب إلكتروناً واحداً . ولكن هل يمكن لذرات العناصر فقد أو اكتساب أكثر من إلكترون ؟ لعنصر الماغنسيوم Mg الذي يقع في المجموعة الثانية إلكترونان في مستوى طاقته الخارجي ، وعندما يفقدهما يصبح المستوى الخارجي له مكتملاً . وقد تكتسب ذرتا الكلور هذين الإلكترونين . لذا يكون الناتج أيون ماغنسيوم 2+Mg وأيوني كلوريد -2Cl ، فينجذب أيونا كلوريد السالبان نحو أيون الماغنسيوم الموجب ويكونان روابط أيونية ، وينتج عن التفاعل مركب كلوريد الماغنسيوم  MgCl2 .
ترتيب الإلكترونات في كبريتيد الماغنسيوم وأكسيد الكالسيوم مماثل للترتيب الإلكتروني في أكسيد الماغنسيوم حيث يميل كلاً من الماغنسيوم والكالسيوم إلى فقد 2 إلكترون لكي تكون الذرة أكثر استقراراً بينما تميل ذرتي الكبريت والأكسجين إلى اكتساب 2 إلكترون لكي تصبح الذرة أكثر استقراراً .

الرابطة التساهمية - مشاركة :

بعض العناصر غير قادرة على فقد أو اكتساب إلكترونات بسبب عدد الإلكترونات التي في المستوى الخارجي ؛ فعنصر الكربون مثلاً يحوي ستة بروتونات وستة إلكترونات ، أربعة من هذه الإلكترونات في مستوى الطاقة الخارجي ، ولكي تصل ذرة الكربون إلى حالة الاستقرار يجب أن تفقد أو تكتسب أربعة إلكترونات ، وهذا صعب لأن فقد أو اكتساب هذا القدر من الإلكترونات يتطلب طاقة كبيرة جداً ، لذلك تتم المشاركة بالإلكترونات .

الرابطة التساهمية : يصل الكثير من ذرات العناصر إلى حالة الاستقرار عندما تتشارك بالإلكترونات . وتسمى الرابطة الكيميائية التي تنشأ بين ذرات العناصر اللافلزية من خلال التشارك بالإلكترونات الرابطة التساهمية . وتنجذب هذه الإلكترونات المشتركة إلى نواتي الذرتين ، فتتحرك الإلكترونات بين مستويات الطاقة الخارجية في كلتا الذرتين في الرابطة التساهمية ، ولذلك يكون لكلتا الذرتين مستوى طاقة خارجي مكتمل لبعض الوقت ، وتسمى المركبات الناتجة عن الرابطة التساهمية بالمركبات الجزيئية .