الرابطة الكيميائية: الخصائص ، وكيف تتشكل ، والأنواع - كيمياء - 2025

و السندات الكيميائية هي القوة التي تدير للحفاظ على تماسك الذرات التي تشكل المسألة. كل نوع من المواد له رابطة كيميائية مميزة ، والتي تتكون من مشاركة إلكترون واحد أو أكثر. وهكذا ، فإن القوى التي تربط الذرات في الغازات تختلف ، على سبيل المثال ، عن المعادن.

يمكن لجميع عناصر الجدول الدوري (باستثناء الهيليوم والغازات النبيلة الخفيفة) تكوين روابط كيميائية مع بعضها البعض. ومع ذلك ، فإن طبيعة هذه يتم تعديلها اعتمادًا على العناصر التي تأتي منها الإلكترونات التي تشكلها. المعلمة الأساسية لشرح نوع الروابط هي الكهربية.

المصدر: بواسطة Ymwang42 (نقاش).Ymwang42 في en.wikipedia ، من ويكيميديا ​​كومنز

لا يحدد الاختلاف في الكهربية (ΔE) بين ذرتين نوع الرابطة الكيميائية فحسب ، بل يحدد أيضًا الخصائص الفيزيائية والكيميائية للمركب. تتميز الأملاح بوجود روابط أيونية (عالية ΔE) ، والعديد من المركبات العضوية ، مثل فيتامين ب ₁₂ (الصورة العلوية) ، لها روابط تساهمية (منخفضة ΔE).

في التركيب الجزيئي الأعلى ، يمثل كل سطر رابطة تساهمية. تشير الأوتاد إلى أن الرابط ينبثق من المستوى (باتجاه القارئ) ، والرابط الذي تحته خط خلف المستوى (بعيدًا عن القارئ). لاحظ أن هناك روابط مزدوجة (=) وذرة كوبالت منسقة مع خمس ذرات نيتروجين وسلسلة جانبية R.

لكن لماذا تتكون هذه الروابط الكيميائية؟ تكمن الإجابة في استقرار الطاقة للذرات والإلكترونات المشاركة. يجب أن يوازن هذا الاستقرار التنافر الإلكتروستاتيكي بين غيوم الإلكترون والنواة ، والجاذبية التي تمارسها النواة على إلكترونات الذرة المجاورة.

تعريف الرابطة الكيميائية

قدم العديد من المؤلفين تعريفات للرابطة الكيميائية. من بينهم جميعًا ، كان الأكثر أهمية هو عالم الكيمياء الفيزيائية GN Lewis ، الذي عرّف الرابطة الكيميائية على أنها مشاركة زوج من الإلكترونات بين ذرتين. إذا تمكنت الذرات A · و · B من المساهمة بإلكترون واحد ، فإن الرابطة المفردة A: B أو A - B سوف تتشكل بينهما.

قبل تكوين الرابطة ، يتم فصل كل من A و B بمسافة غير محددة ، ولكن في الترابط توجد الآن قوة تجمعهما معًا في المركب ثنائي الذرة AB ومسافة الرابطة (أو الطول).

مميزات

المصدر: غابرييل بوليفار

ما هي خصائص هذه القوة التي تربط الذرات ببعضها البعض؟ تعتمد هذه على نوع الرابط بين A و B أكثر من اعتمادها على هياكلها الإلكترونية. على سبيل المثال ، الارتباط A - B اتجاهي. ماذا تعني؟ أن القوة التي يمارسها اتحاد زوج الإلكترونات يمكن تمثيلها على محور (كما لو كانت أسطوانة).

أيضا ، هذه الرابطة تتطلب طاقة لكسر. يمكن التعبير عن هذه الكمية من الطاقة بوحدات kJ / mol أو cal / mol. بمجرد تطبيق طاقة كافية على المركب AB (بالحرارة ، على سبيل المثال) ، سينفصل إلى ذرات A · و · B الأصلية.

كلما كانت الرابطة أكثر استقرارًا ، زادت الطاقة اللازمة لفصل الذرات المترابطة.

من ناحية أخرى ، إذا كانت الرابطة في المركب AB أيونية ، A ⁺ B ^- ، فستكون قوة غير اتجاهية. لماذا ا؟ نظرًا لأن A ⁺ تمارس قوة جذابة على B ^- (والعكس صحيح) فإن ذلك يعتمد على المسافة التي تفصل بين الأيونات في الفضاء أكثر من اعتمادها على موقعها النسبي.

يجمع مجال الجذب والتنافر هذا معًا أيونات أخرى لتشكيل ما يُعرف بالشبكة البلورية (الصورة العلوية: يقع الكاتيون A ⁺ محاطًا بأربعة ب ^- الأنيونات ، وهي محاطة بأربعة كاتيونات A ⁺ ، وهكذا).

كيف تتشكل الروابط الكيميائية؟

مركبات متجانسة النواة AA

المصدر: غابرييل بوليفار

بالنسبة لزوج من الإلكترونات لتكوين رابطة ، هناك العديد من الأشياء التي يجب مراعاتها أولاً. النوى ، على سبيل المثال نوى A ، لها بروتونات وبالتالي فهي موجبة. عندما تكون ذرتان A متباعدتان جدًا ، أي على مسافة نواة كبيرة (الصورة العلوية) ، فلن تواجه أي جاذبية.

عندما تقترب ذرتا A من نواتهما ، فإنها تجذب سحابة الإلكترون للذرة المجاورة (الدائرة الأرجواني). هذه هي قوة الجذب (أ على الدائرة الأرجوانية المجاورة). ومع ذلك ، فإن نواتي A تتنافران لأنهما موجبتان ، وتزيد هذه القوة من الطاقة الكامنة للرابطة (المحور الرأسي).

هناك مسافة داخلية تصل فيها الطاقة الكامنة إلى الحد الأدنى ؛ أي أن كلا من القوى الجذابة والمنافرة (ذرتا A في الجزء السفلي من الصورة) متوازنة.

إذا انخفضت هذه المسافة بعد هذه النقطة ، فستتسبب الرابطة في تنافر النواتين بقوة شديدة ، مما يؤدي إلى زعزعة استقرار مركب AA.

لذلك لكي تتشكل الرابطة يجب أن تكون هناك مسافة نواة كافية وفعالة ؛ علاوة على ذلك ، يجب أن تتداخل المدارات الذرية بشكل صحيح حتى تترابط الإلكترونات.

المركبات غير النووية AB

ماذا لو تم ضم ذرتين من A ، واحدة من A والأخرى من B؟ في هذه الحالة ، سيتغير الرسم البياني العلوي لأن إحدى الذرات ستحتوي على بروتونات أكثر من الأخرى ، وسيكون للسحب الإلكترونية أحجام مختلفة.

نظرًا لأن الرابطة A - B تتشكل على مسافة بين النواة المناسبة ، فسيتم العثور على زوج الإلكترون بشكل أساسي بالقرب من الذرة الأكثر كهربيًا. هذا هو الحال مع جميع المركبات الكيميائية غير المتجانسة ، والتي تشكل الغالبية العظمى من تلك المعروفة (والتي ستعرف).

على الرغم من عدم ذكرها بالتفصيل ، إلا أن هناك العديد من المتغيرات التي تؤثر بشكل مباشر على كيفية اقتراب الذرات وتكوين الروابط الكيميائية ؛ بعضها ديناميكي حراري (هل التفاعل عفوي؟) ، إلكتروني (ما مدى امتلاء مدارات الذرات أو فارغة منها) وبعضها الآخر حركي.

أنواع الروابط الكيميائية

الروابط لها سلسلة من الخصائص التي تميزها عن بعضها البعض. يمكن تأطير العديد منها في ثلاثة تصنيفات رئيسية: تساهمية أو أيونية أو معدنية.

على الرغم من وجود مركبات تنتمي روابطها إلى نوع واحد ، إلا أن العديد منها يتكون في الواقع من مزيج من الأحرف لكل منها. هذه الحقيقة ترجع إلى الاختلاف في الكهربية بين الذرات التي تشكل الروابط. وبالتالي ، قد تكون بعض المركبات تساهمية ، ولكن لها بعض السمات الأيونية في روابطها.

وبالمثل ، فإن نوع الرابطة والبنية والكتلة الجزيئية هي عوامل رئيسية تحدد الخصائص العيانية للمادة (السطوع ، والصلابة ، والذوبان ، ونقطة الانصهار ، وما إلى ذلك).

- الرابطة التساهمية

الروابط التساهمية هي تلك التي تم شرحها حتى الآن. في نفوسهم ، يجب أن يتداخل مداريان (إلكترون واحد في كل منهما) مع نواة مفصولة بمسافة نواة مناسبة.

وفقًا لنظرية المدار الجزيئي (TOM) ، إذا كان تداخل المدارات أماميًا ، فسيتم تشكيل رابطة سيجما (والتي تسمى أيضًا رابطة بسيطة أو بسيطة). بينما إذا تم تشكيل المدارات عن طريق التداخلات الجانبية والعمودية فيما يتعلق بالمحور الداخلي ، سيكون لدينا روابط π (مزدوجة وثلاثية):

المصدر: غابرييل بوليفار

رابط بسيط

تتشكل الرابطة σ ، كما يمكن رؤيته في الصورة ، على طول المحور الداخلي. على الرغم من عدم ظهوره ، قد يكون لـ A و B روابط أخرى ، وبالتالي بيئاتهما الكيميائية الخاصة (أجزاء مختلفة من التركيب الجزيئي). يتميز هذا النوع من الوصلات بقوته الدورانية (الأسطوانة الخضراء) وبكونه الأقوى على الإطلاق.

على سبيل المثال ، يمكن أن تدور الرابطة المفردة في جزيء الهيدروجين حول المحور الداخلي (H - H). وبالمثل ، يمكن لجزيء CA-AB الافتراضي.

استدارة الروابط C - A و A - A و A - B ؛ ولكن إذا كانت C أو B عبارة عن ذرات أو مجموعة من الذرات الضخمة ، فإن الدوران A - A يتم إعاقة تعقيده (لأن C و B سيتصادمان).

تم العثور على الروابط الفردية في جميع الجزيئات تقريبًا. يمكن أن تحتوي ذراتها على أي تهجين كيميائي طالما أن تداخل مداراتها أمامي. بالعودة إلى بنية فيتامين ب ₁₂ ، يشير أي سطر منفرد (-) إلى رابطة واحدة (على سبيل المثال ، روابط –CONH ₂).

ارتباط مزدوج

يتطلب الترابط المزدوج أن تكون الذرات (عادةً) sp ² مهجنة. تشكل الرابطة p النقية ، المتعامدة مع المدارات الهجينة الثلاثة sp ² ، الرابطة المزدوجة ، والتي تظهر على شكل ورقة رمادية.

لاحظ أن كلا من الرابطة المفردة (الأسطوانة الخضراء) والرابطة المزدوجة (الورقة الرمادية) تتعايش في نفس الوقت. ومع ذلك ، على عكس الروابط الفردية ، لا تتمتع الروابط المزدوجة بنفس حرية الدوران حول المحور الداخلي النووي. هذا لأنه ، للتدوير ، يجب أن ينكسر الرابط (أو الرقاقة) ؛ العملية التي تحتاج إلى طاقة.

أيضا ، الرابطة أ = ب أكثر تفاعلية من أ - ب. طوله أقصر والذرات A و B على مسافة أقصر بين النواة ؛ لذلك ، هناك تنافر أكبر بين النواتين. يتطلب كسر كل من الروابط الفردية والمزدوجة طاقة أكثر مما يتطلبه الأمر لفصل الذرات في جزيء A - B.

في بنية فيتامين ب ₁₂ يمكن ملاحظة عدة روابط مزدوجة: C = O ، P = O ، وداخل الحلقات العطرية.

الرابطة الثلاثية

الرابطة الثلاثية أقصر من الرابطة المزدوجة ، كما أن دورانها يكون أكثر قوة. في ذلك ، تتشكل روابط ثنائية متعامدة مع بعضها البعض (الأوراق الرمادية والأرجوانية) ، بالإضافة إلى رابطة واحدة.

عادةً ، يجب أن يكون التهجين الكيميائي لذرات A و B عبارة عن sp: مداريان sp بزاوية 180 درجة ، ومداريان p نقيان متعامدان مع الأول. لاحظ أن الرابطة الثلاثية تشبه مجدافًا ، لكن بدون قوة دورانية. يمكن تمثيل هذه الرابطة ببساطة على أنها A≡B (N≡N ، جزيء النيتروجين N ₂).

من بين جميع الروابط التساهمية ، هذا هو الأكثر تفاعلًا ؛ ولكن في نفس الوقت ، الذي يحتاج إلى مزيد من الطاقة لفصل ذراته بالكامل (· A: +: B ·). إذا كان لفيتامين ب ₁₂ رابطة ثلاثية داخل هيكله الجزيئي ، فإن تأثيره الدوائي سيتغير بشكل كبير.

تشارك ستة إلكترونات في روابط ثلاثية ؛ في الزوجي ، أربعة إلكترونات ؛ وبصورة بسيطة أو بسيطة ، اثنان.

يعتمد تكوين واحد أو أكثر من هذه الروابط التساهمية على التوافر الإلكتروني للذرات ؛ أي كم عدد الإلكترونات التي تحتاجها مداراتها للحصول على ثماني بتات واحد من التكافؤ.

الرابطة غير القطبية

تتكون الرابطة التساهمية من مشاركة متساوية لزوج من الإلكترونات بين ذرتين. لكن هذا صحيح تمامًا فقط في الحالة التي تكون فيها كلتا الذرتين متساويتين في الكهربية ؛ أي ، نفس الميل لجذب كثافة الإلكترون من محيطه إلى مركب.

تتميز الروابط غير القطبية باختلاف كهرسلبية فارغ (ΔE≈0). يحدث هذا في حالتين: في مركب متماثل النواة (A ₂) ، أو إذا كانت البيئات الكيميائية على جانبي الرابطة متكافئة (H ₃ C - CH ₃ ، جزيء الإيثان).

تُرى أمثلة على الروابط غير القطبية في المركبات التالية:

- الهيدروجين (H - H)

- الأكسجين (O = O)

-نيتروجين (N≡N)

-فلورين (F - F)

- كلورو (Cl - Cl)

- الأسيتيلين (HC≡CH)

السندات القطبية

عندما يكون هناك اختلاف ملحوظ في الكهربية ΔE بين كلتا الذرتين ، تتشكل عزم ثنائي القطب على طول محور الرابطة: A ^{δ +} –B ^δ-. في حالة المركب غير المتجانس AB ، B هي أكثر ذرات كهربية ، وبالتالي ، لديها كثافة إلكترون أعلى δ- ؛ بينما A ، أقل كهرسلبية ، لديها نقص شحنة δ +.

لكي تحدث الروابط القطبية ، يجب أن تلتحم ذرتان لهما سلاسل كهربية مختلفة ؛ وبالتالي ، تشكل مركبات غير متجانسة النواة. A - B يشبه المغناطيس: له قطب موجب وسالب. هذا يسمح لها بالتفاعل مع الجزيئات الأخرى من خلال قوى ثنائي القطب ، من بينها روابط الهيدروجين.

يحتوي الماء على اثنين من الروابط التساهمية القطبية ، H - O - H ، وهندسته الجزيئية زاوي ، مما يزيد من عزمه ثنائي القطب. إذا كانت هندستها خطية ، فستتبخر المحيطات وستكون نقطة غليان الماء أقل.

حقيقة أن المركب له روابط قطبية لا تعني أنه قطبي. على سبيل المثال ، يحتوي رباعي كلوريد الكربون ، CCl ₄ ، على أربعة روابط C-Cl القطبية ، ولكن نظرًا لترتيبها رباعي السطوح ، ينتهي الأمر بعزم ثنائي القطب إلى أن يتم إبطال اتجاهه.

Dative أو روابط التنسيق

عندما تتخلى ذرة عن زوج من الإلكترونات لتشكيل رابطة تساهمية مع ذرة أخرى ، فإننا نتحدث عن رابطة مجددة أو رابطة تنسيق. على سبيل المثال ، وجود B: زوج الإلكترون المتاح ، و A (أو A ⁺) ، شاغر إلكتروني ، يتكون B: A من السندات.

في بنية فيتامين ب ₁₂ ، ترتبط ذرات النيتروجين الخمس بالمركز المعدني لـ Co من خلال هذا النوع من الرابطة التساهمية. تتخلى هذه النيتروجين عن زوجها من الإلكترونات الحرة إلى Co ³⁺ الكاتيون ، حيث ينسق المعدن معها (Co ³⁺: N–)

يمكن العثور على مثال آخر في بروتون جزيء الأمونيا لتكوين الأمونيا:

H ₃ N: + H ⁺ => NH ₄ ⁺

لاحظ أنه في كلتا الحالتين فإن ذرة النيتروجين هي التي تساهم بالإلكترونات ؛ لذلك ، فإن الرابطة التساهمية أو الرابطة التساهمية التنسيقية تحدث عندما تساهم الذرة وحدها في زوج الإلكترونات.

بالطريقة نفسها ، يمكن بروتون جزيء الماء ليصبح الهيدرونيوم (أو الأوكسونيوم) الكاتيون:

H ₂ O + H ⁺ => H ₃ O ⁺

على عكس كاتيون الأمونيوم ، لا يزال للهيدرونيوم زوج حر من الإلكترونات (H ₃ O: ⁺) ؛ ومع ذلك ، من الصعب جدًا قبول بروتون آخر لتكوين داء الهيدرونيوم غير المستقر ، H ₄ O ²⁺.

- الرابطة الأيونية

المصدر: Pixabay

في الصورة تلة ملح بيضاء. تتميز الأملاح بوجود هياكل بلورية ، أي متناظرة ومرتبة ؛ نقاط انصهار وغليان عالية ، موصلية كهربائية عالية عند الذوبان أو الذوبان ، وأيوناتها مرتبطة بشدة بالتفاعلات الكهروستاتيكية.

تشكل هذه التفاعلات ما يعرف بالرابطة الأيونية. في الصورة الثانية ، تم عرض الكاتيون A ⁺ المحاط بأربعة ب ^- الأنيونات ، ولكن هذا تمثيل ثنائي الأبعاد. في ثلاثة أبعاد ، يجب أن تحتوي A ⁺ على أنيونات B أخرى ^- أمام وخلف الطائرة ، وتشكيل هياكل مختلفة.

وبالتالي ، يمكن أن تحتوي A ⁺ على ستة أو ثمانية أو حتى اثني عشر جارًا. يُعرف عدد الجيران المحيطين بأيون في بلورة برقم التنسيق (NC). بالنسبة لكل NC ، يرتبط نوع من الترتيب البلوري ، والذي بدوره يشكل مرحلة صلبة من الملح.

ترجع البلورات المتناظرة والأوجه التي تظهر في الأملاح إلى التوازن الذي تم إنشاؤه بواسطة التفاعلات الكهروستاتيكية للجاذبية (A ⁺ B ^-) والتنافر (A ⁺ A ⁺ ، B ^- B ^-).

تدريب

لكن لماذا لا تشكل A + و B ^- أو Na ⁺ و Cl ^- روابط تساهمية Na - Cl؟ لأن ذرة الكلور أكثر كهرسلبية من معدن الصوديوم ، والتي تتميز أيضًا بسهولة التخلي عن إلكتروناتها. عندما تلتقي هذه العناصر ، فإنها تتفاعل بشكل طارد للحرارة لإنتاج ملح الطعام:

2Na (s) + Cl ₂ (g) => 2NaCl (s)

تتخلى ذرتا الصوديوم عن إلكترون التكافؤ الفردي (Na ·) للجزيء ثنائي الذرة لـ Cl ₂ ، وبالتالي تشكل Cl ^- الأنيونات.

التفاعلات بين كاتيونات الصوديوم وأنيونات الكلوريد ، على الرغم من أنها تمثل رابطة أضعف من تلك التساهمية ، إلا أنها قادرة على الحفاظ عليها متحدة بقوة في المادة الصلبة ؛ وتنعكس هذه الحقيقة في درجة انصهار الملح العالية (801 درجة مئوية).

السندات معدنية

المصدر: Pixnio

آخر أنواع الروابط الكيميائية هو المعدن. يمكن العثور على هذا في أي جزء معدني أو سبيكة. وتتميز بكونها خاصة ومختلفة عن غيرها ، وذلك لأن الإلكترونات لا تنتقل من ذرة إلى أخرى ، بل تنتقل مثل البحر عبر بلورة المعادن.

وهكذا ، فإن الذرات المعدنية ، على سبيل المثال النحاس ، تختلط مدارات التكافؤ مع بعضها البعض لتشكيل نطاقات توصيل ؛ من خلالها تمر الإلكترونات (s ، p ، dof) حول الذرات وتمسكها بإحكام.

اعتمادًا على عدد الإلكترونات التي تمر عبر البلورة المعدنية ، والمدارات المتوفرة للأشرطة ، وتعبئة ذراتها ، يمكن أن يكون المعدن ناعمًا (مثل المعادن القلوية) أو صلبًا أو لامعًا أو موصلًا جيدًا للكهرباء و الحار.

القوة التي تربط ذرات المعادن معًا ، مثل تلك التي يتكون منها الرجل الصغير في الصورة والكمبيوتر المحمول ، أكبر من تلك الموجودة في الأملاح.

يمكن التحقق من ذلك تجريبياً لأن بلورات الأملاح يمكن تقسيمها إلى عدة أنصاف قبل القوة الميكانيكية ؛ في حين أن القطعة المعدنية (المكونة من بلورات صغيرة جدًا) تتشوه.

أمثلة على الروابط

تشمل المركبات الأربعة التالية أنواع الروابط الكيميائية الموضحة:

- فلوريد الصوديوم ، NaF (Na ⁺ F ^-): أيوني.

- الصوديوم ، نا: معدني.

-فلورين ، F ₂ (F - F): تساهمية غير قطبية ، ويرجع ذلك إلى حقيقة أن هناك صفر E بين كلتا الذرتين لأنهما متطابقان.

- فلوريد الهيدروجين ، HF (H - F): التساهمية القطبية ، لأن الفلور في هذا المركب يكون أكثر كهرسلبية من الهيدروجين.

توجد مركبات ، مثل فيتامين ب ₁₂ ، لها روابط تساهمية قطبية وأيونية (في الشحنة السالبة لمجموعة الفوسفات –PO ₄ ^- -). في بعض الهياكل المعقدة ، مثل تلك الخاصة بالعناقيد المعدنية ، يمكن أن تتعايش كل هذه الأنواع من الروابط.

تقدم المادة بجميع مظاهرها أمثلة على الروابط الكيميائية. من الحجر الموجود في قاع البركة والماء الذي يحيط بها ، إلى الضفادع التي تنقب عند أطرافها.

على الرغم من أن الروابط قد تكون بسيطة ، فإن العدد والترتيب المكاني للذرات في التركيب الجزيئي يفسح المجال لتنوع غني من المركبات.

أهمية الرابطة الكيميائية

ما هي أهمية الرابطة الكيميائية؟ العدد الذي لا يحصى من العواقب التي قد يطلقها غياب الرابطة الكيميائية يسلط الضوء على أهميتها الهائلة في الطبيعة:

- لولاها لما وجدت الألوان لأن إلكتروناتها لن تمتص الإشعاع الكهرومغناطيسي. سوف تختفي جزيئات الغبار والجليد الموجودة في الغلاف الجوي ، وبالتالي يتحول لون السماء الأزرق إلى الظلام.

- لم يستطع الكربون أن يشكل سلاسله اللانهائية ، والتي تستمد منها مليارات المركبات العضوية والبيولوجية.

- لا يمكن حتى تعريف البروتينات في الأحماض الأمينية المكونة لها. سوف تختفي السكريات والدهون ، وكذلك أي مركبات كربونية في الكائنات الحية.

- لن يكون للأرض غلاف جوي ، لأنه في حالة عدم وجود روابط كيميائية في غازاتها ، لن تكون هناك قوة لتماسكها معًا. ولن يكون هناك أدنى تفاعل بين الجزيئات بينهما.

- قد تختفي الجبال ، لأن صخورها ومعادنها ، على الرغم من ثقافتها ، لا يمكن أن تحتوي على ذراتها معبأة داخل هياكلها البلورية أو غير المتبلورة.

- سوف يتكون العالم من ذرات منفردة غير قادرة على تكوين مواد صلبة أو سائلة. وهذا من شأنه أيضًا أن يؤدي إلى اختفاء كل تحولات المادة ؛ وهذا يعني أنه لن يكون هناك تفاعل كيميائي. مجرد غازات عابرة في كل مكان.

المراجع

1. هاري ب. جراي. (1965). الإلكترونات والترابط الكيميائي. وا بنجامين ، INC. ص 36-39.
2. ويتن ، ديفيس ، بيك وستانلي. كيمياء. (الطبعة الثامنة). تعلم CENGAGE ، ص 233 ، 251 ، 278 ، 279.
3. ناف ر. (2016). رابطة كيميائية. تم الاسترجاع من: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
4. أنواع الروابط الكيميائية. (3 أكتوبر 2006). مأخوذة من: dwb4.unl.edu
5. تكوين روابط كيميائية: دور الإلكترونات.. تم الاسترجاع من: cod.edu
6. مؤسسة CK-12. (سادس). الطاقة وتشكيل الرابطة التساهمية. تم الاسترجاع من: chem.libretexts.org
7. Quimitube. (2012). الرابطة التساهمية المنسقة أو dative. تم الاسترجاع من: quimitube.com