ملخص الكيمياء تانية ثانوي، الترم التاني الروابط التساهمية

أهداف التعلم

1. تعريف الرابطة التساهمية وتوضيح آلية تشارك الإلكترونات بين الذرات.
2. تفسير علاقة عدد الإلكترونات غير المزدوجة بعدد الروابط التي يمكن للذرة تكوينها.
3. رسم وتفسير رموز لويس (تراكيب النقاط الإلكترونية) والصيغ البنائية للجزيئات الأساسية.
4. تمييز الروابط الأحادية، الثنائية والثلاثية وتحديد أمثلتها في جزيئات الهيدروجين، الأكسجين، النيتروجين والكربون.
5. ربط مفهوم الروابط التساهمية بتطبيقاتها في بنية الحمض النووي (DNA) والكيمياء الغذائية.
6. مقارنة خصائص المواد التي تعتمد على الروابط التساهمية مثل الألماس والجرافيت.

---

المصطلحات والتعريفات الكيميائية

---

التفاعلات والمعادلات الكيميائية

تكوين الماء (تفاعل احتراق الهيدروجين)

2H₂ + O₂ → 2H₂O

نوع التفاعل: اتحاد (تفاعل احتراق).
الشروط: حرارة عالية، وجود مصدر إشعال.
الملاحظة: انبعاث حرارة، تكوّن بخار ماء ثم سائل يمكنه إطفاء الحريق.

تكوين كلوريد الهيدروجين (تفاعل هيدروجين مع كلور)

H₂ + Cl₂ → 2HCl

نوع التفاعل: اتحاد.
الشروط: إضاءة أو حرارة لبدء التفاعل.
الملاحظة: غاز أبيض اللون، رائحة حادة.

تكوين الأمونيا (تفاعل نيتروجين مع هيدروجين) – مثال توضيحي من النص

N₂ + 3H₂ → 2NH₃

نوع التفاعل: اتحاد.
الشروط: ضغط عالي، حرارة مرتفعة، محفز (عادة حديد أو نيكل).
الملاحظة: غاز أمونيا ذو رائحة نفاذة.

معادلة عدد الروابط بناءً على الإلكترونات غير المزدوجة (قانون نصي)

عدد الروابط = عدد الإلكترونات غير المزدوجة المتاحة للمشاركة

حيث: كل إلكترون غير مزدوج يساهم في تكوين رابطة واحدة.

---

الخواص والتركيب (الموضوع الأول)

• آلية التشارك: عندما يتقابل إلكترون غير مزدوج من ذرة مع إلكترون غير مزدوج من ذرة أخرى، يتشكل زوج إلكتروني مشترك يُسمّى زوج الإلكترونات المشترك أو زوج رابط.
• الروابط الأحادية، الثنائية والثلاثية:
  • أحادية: مشاركة زوج إلكتروني واحد (مثال: H—H).
  • ثنائية: مشاركة زوجين إلكترونيين (مثال: O=O في جزيء الأكسجين).
  • ثلاثية: مشاركة ثلاثة أزواج إلكترونية (مثال: N≡N في جزيء النيتروجين).
• الروابط الحرة: الأزواج التي لا تشارك في تكوين روابط تُسمّى أزواج إلكترونية حرة وتظهر في رموز لويس كزوجين نقطيين غير مرتبطين.
• الصيغ البنائية: تُستبدل أزواج الإلكترونات المشتركة بخطوط بين رموز العناصر؛ كل خط يمثل رابطة أحادية، خط مزدوج يمثل رابطة ثنائية، وخط ثلاثي يمثل رابطة ثلاثية.
• نماذج جزيئية:
  • الهيدروجين: رابطة واحدة → H—H.
  • الأكسجين: رابطتان → O=O.
  • النيتروجين: ثلاث روابط → N≡N.
  • الكربون: أربع روابط → C مع أربع ذرات أخرى (مثال: CH₄).

---

التطبيقات والاستخدامات (الموضوع الثاني)

1. الحمض النووي (DNA):

   • يتماسك كل جزيء DNA بفضل ملايين الروابط التساهمية التي تربط الذرات في سلاسل طويلة من النيوكليوتيدات.
   • بدون هذه الروابط لا يمكن تخزين المعلومات الوراثية.

2. الكيمياء الغذائية:

   • البروتينات، الكربوهيدرات، والدهون كلها تتكوّن من روابط تساهمية.
   • كسر هذه الروابط (هضم) وتكوين روابط جديدة (تخزين أو استقلاب) يطلق الطاقة اللازمة للجسم.

3. المواد الصلبة:

   • الألماس: شبكة ثلاثية الأبعاد من الروابط التساهمية تجعل المادة صلبة جداً وعازلة للحرارة.
   • الجرافيت: طبقات مسطحة من الروابط داخل الطبقة وروابط ضعيفة بين الطبقات تجعل المادة ليناً وموصلاً للكهرباء.

---

جدول مقارنة

---

مسائل محلولة

مسألة 1: حساب عدد الروابط في جزيء الميثان (CH₄)

المعطى: ذرة الكربون لديها 4 إلكترونات غير مزدوجة، كل ذرة هيدروجين لديها إلكترون غير مزدوج واحد.
الحل: كل إلكترون غير مزدوج من الكربون يتشارك مع إلكترون هيدروجين لتكوين رابطة أحادية. عدد الروابط = 4.

مسألة 2: رسم رمز لويس لجزيء الماء (H₂O) وتحديد عدد أزواج الإلكترونات الحرة

المعطى: ذرة الأكسجين لديها 6 إلكترونات غير مزدوجة، كل هيدروجين لديه إلكترون غير مزدوج واحد.
الخطوات:

1. يشارك كل إلكترون هيدروجين مع إلكترون غير مزدوج من الأكسجين لتكوين رابطتين O—H.
2. يبقى لدى الأكسجين زوجان إلكترونيان حرّان.
   النتيجة: رمز لويس:

H:O:H
   ..

(النقطتان فوق الأكسجين تمثل زوجين إلكترونيين حرة).

---

تنبيهات الامتحان

1. خلط بين الزوج الحر والزوج المشترك: لا تُحسب الأزواج الحرة كروابط في الصيغة البنائية.
2. عدد الروابط غير متطابق مع عدد الإلكترونات غير المزدوجة: كل رابطة تحتاج زوجًا مشتركًا من الإلكترونات؛ إذا كان هناك إلكترون غير مزدوج زائد، لا يمكن تكوين رابطة إضافية.
3. خطأ في رسم رموز لويس للذرات ذات عدد إلكترونات تكافؤ غير مكتمل: تأكد من إظهار جميع الإلكترونات غير المزدوجة كأزواج أو إلكترونات مفردة.
4. إغفال الروابط المتعددة (ثنائية/ثلاثية): عند وجود أكثر من زوج إلكتروني مشترك، يجب تمثيلها بخط مزدوج أو ثلاثي في الصيغة البنائية.

---

قائمة المراجعة

• [ ] تعريف الرابطة التساهمية والفرق بينها وبين الروابط الأيونية.
• [ ] معرفة عدد الروابط التي يمكن لكل عنصر تكوينها من جدول التوزيع الإلكتروني (H 1، O 2، N 3، C 4).
• [ ] رسم رموز لويس للذرات والجزيئات الشائعة (H₂، O₂، N₂، CH₄، H₂O، NH₃).
• [ ] تمييز الأزواج الحرة عن أزواج الروابط في رموز لويس.
• [ ] كتابة الصيغ البنائية للجزيئات باستخدام الخطوط المناسبة.
• [ ] التعرف على الروابط الأحادية، الثنائية، والثلاثية وأمثلتها.
• [ ] شرح دور الروابط التساهمية في بنية الألماس والجرافيت.
• [ ] ربط مفهوم الروابط التساهمية بتطبيقات حيوية (DNA) وصناعية (الكيمياء الغذائية).
• [ ] حل مسائل حساب عدد الروابط وتحديد الأزواج الحرة.
• [ ] مراجعة الأخطاء الشائعة في رسم رموز لويس وتحديد الصيغ البنائية.
• [ ] حفظ معادلات التفاعل الأساسية المذكورة في النص.

---

جميع المعادلات دفعة واحدة

2H₂ + O₂ → 2H₂O          (تكوين الماء)  
H₂ + Cl₂ → 2HCl           (تكوين كلوريد الهيدروجين)  
N₂ + 3H₂ → 2NH₃           (تكوين الأمونيا)  
عدد الروابط = عدد الإلكترونات غير المزدوجة المتاحة للمشاركة  

---

بالتوفيق في امتحاناتك!