(2) مكونات المعدن

تتكون المعادن، كبقية المركبات الكيماوية الأخرى، من العناصر الكيماوية، التي يعرف منها، حالياً، أكثر من 100 عنصر (انظر شكل الجدول الدوري). وبعض المعادن، مثل الذهب والكبريت، مكونة من عنصر واحد؛ ولكن غالبية المعادن مكونة من عناصر مترابطة، على شكل مركب كيماوي مستقر. ولكي نتعرّف الكيفية، التي يتحقق بها ترابط العناصر، لتكون مركبات، فلا بدّ من تعرّف الذرة، التي تُعَد أصغر جزء من المادة، ما زال يحافظ على خصائص العنصر.

أ. بناء الذرة

الذرات المفردة صغيرة جداً، حتى إنه لا يمكن معاينتها مباشرة. لذلك، فإن المعلومات المتاحة عن الذرة، لم تأتِ بالمعاينة المباشرة؛ وإنما بالدلائل التجريبية، والنماذج الرياضية. ويمثّل (شكل أنموذج مبسط للذرة) أنموذجاً مبسطاً لبناء الذرة. فكل ذرة لها منطقة وسطية، تسمى النواة Nucleus، تحتوي على أجسام عالية الكثافة، موجبة الشحنة، تسمى بروتونات Protons؛ وأجسام أخرى عالية الكثافة كذلك، إلا أنها متعادلة الشحنة، تدعى نيترونات Neutrons. ويدور حول النواة، في مجالات محددة، أجسام سالبة الشحنة، تسمى إلكترونات Electrons؛ بيد أن هذه الإلكترونات، ليست مثل الكواكب، التي تدور حول الشمس؛ وإنما هي تتحرك بسرعة عالية، إلى درجة أنه لا يمكن تحديد مواقعها، في وقت معيّن. لذلك، يكون من المجدي تصور سحابة من الإلكترونات تحيط بالنواة. ومن المعروف، أن هناك إلكترونات محددة، تقع على مسافات محددة من النواة، في مناطق تسمى أغلفة مستويات الطاقة Energy-level shells؛ وكلُّ غلاف منها، يستوعب عدداً محدداً من الإلكترونات.

ويُحدد عدد البروتونات، الموجودة في النواة، الرقم الذري Atomic number، واسم العنصر الكيماوي. فكلّ الذرات، التي تحتوي على ثمانية بروتونات في نواتها، تكون ذرات أكسجين، وكل الذرات التي تحتوي على أحد عشر بروتوناً في نواتها تكون صوديوم. ولأن عدد البروتونات الموجبة الشحنة، في نواة كلِّ ذرة، يساوي عدد الإلكترونات السالبة الشحنة، في الأغلفة حول النواة؛ ولأن النيترونات متعادلة الشحنة ـ فإن الذرة تكون متعادلة الشحنة.

وتوزَّع الإلكترونات على مستويات الطاقة أو الأغلفة توزيعاً نظامياً، تُملأ فيه مستويات الطاقة الدنيا، أولاً، إلى حدّ سعتها، ثم تملأ المستويات، التي تليها، قدر سعتها كاملة، وهكذا. ومستوى الطاقة الأول، أو الغلاف الأول، الموالي لنواة الذرة، طاقته الاستيعابية إلكترونات. بينما بعض الأغلفة الأخرى، تكون طاقتها الاستيعابية ثمانية إلكترونات أو أكثر. إلا أن الغلاف الخارجي (أقصى غلاف من النواة) لا يستوعب إلا ثمانية إلكترونات بحد أقصى. وتكون هذه الإلكترونات، الموجودة في الغلاف الخارجي، هي، عادة، المسؤولة عن الترابط الكيماوي بين الذرات.

ب. الترابط الكيماوي

يحدث الترابط الكيماوي، عندما تتجمع ذرات عنصر أو أكثر، لتكون مركباً. وعندما تفصل هذه الذرات بعضها عن بعض، تتكسر روابطها، ويُقضى على المركب. والقوة المسؤولة عن ترابط الذرات بعضها ببعض، هي كهربائية. ويصاحب ترابط الذرات تغيّر في البناء الإلكتروني للذرات المترابطة؛ لذلك، يكون لتوزيع الإلكترونات، في الأغلفة المختلفة للذرات المترابطة، أهمية في تحديد قوة الروابط الكيماوية الناتجة ونوعها.

وأغلب ذرات العناصر الكيماوية تحتوي أغلفتها الخارجية على أقلّ من ثمانية إلكترونات، باستثناء الغازات الخاملة، مثل النيون Ne، والهيليوم He، والأراجون Ar، والكربتونKr، والزينون Xe، والراندوم Rn، التي تحتوي على ثمانية إلكترونات في غلافها الخارجي، فتكون مستقرة كيماوياً، ولا تتفاعل بسهولة مع العناصر الأخرى. وكلُّ ذرة تسعى لأن يكون غلافها الخارجي ممتلئأً لتصبح مستقرة كيماوياً، مثل الغازات الخاملة. لذلك، تترابط الذرات ترابطاً، يجعل أغلفتها الخارجية، تحتوي على طاقتها الاستيعابية، من ثمانية إلكترونات، لتماثل الغازات الخاملة. وتحقق الذرات المختلفة امتلاء أغلفتها الخارجية، بفقدان الإلكترونات أو اكتسابها، أو بمشاركة ذرات أخرى في إلكتروناتها. وتعرف الإلكترونات، الداخلة في عملية ترابط الذرات، باسم إلكترونات التكافؤ Valence Electrons. ويُحدد عددها عددُ الروابط، التي ستربط ذرته بالذرات الأخرى. فعنصر السليكا Si، مثلاً، به أربعة إلكترونات تكافؤ، ويشكل أربع روابط، أثناء عملية ملء غلافه الخارجي بالإلكترونات.

1- الروابط الأيونية Ionic Bond

الرابطة الأيونية، هي الرابطة الكيماوية، الممثلة في انتقال واحد أو أكثر من الإلكترونات التكافئية، من ذرة إلى أخرى؛ فتصبح إحداهما مستقرة، بتخلِّيها عن إلكتروناتها التكافئية؛ بينما تستقر الأخرى، باستخدام الإلكترونات، المستمدة من الذرة الأولى، في ملء غلافها الخارجي. ومن أفضل الأمثلة على الرابطة الأيونية، هو ترابط ذرة الصوديوم Na، التي بها 11 إلكتروناً، منها واحد فقط في غلافها الخارجي، بذرة الكلور Cl، التي بها 17 إلكتروناً، منها 7 إلكترونات في غلافها الخارجي، أي أن بها سبعة إلكترونات تكافئية، ليكونا مركب كلوريد الصوديوم NaCl (معدن الهاليت، أو ملح الطعام).

وهنا، يستقر الصوديوم، بفقدانه الإلكترون الوحيد في غلافه الخارجي، ليحتوي غلافه الخارجي الجديد (الغلاف الرقم 2) على ثمانية إلكترونات. أما الكلور، فبإضافة الإلكترون، من الغلاف الخارجي لذرة الصوديوم، إلى الإلكترونات السبعة، في غلافه الخارجي، الذي يصبح محتوياً على ثمانية إلكترونات، يغدو مستقراً (انظر شكل عملية فقدان الإلكترونات واكتسابها). والذرات، التي تفقد إلكترونات أو تكتسبها، تصبح غير متعادلة الشحنة؛ لأن عدد الإلكترونات السالبة الشحنة، قلّ أو زاد على عدد البروتونات الموجبة الشحنة فيها؛ ولذلك تسمى هذه الذرات بالأيونات Ions. فالصوديوم يصبح أيوناً موجب الشحنة، أي كتايت Cation، والكلور يصبح أيوناً سالب الشحنة أي أنيون Anion. وتنتج الرابطة الأيونية من عملية تجاذب هذه الأيونات المتضادة في الشحنة؛ ليكونا مركباً متعادل الشحنة. وتجدر الإشارة، هنا، إلى أن خواصّ المركب المتكون، كلوريد الصوديوم، هي مغايرة لخواص العناصر المكونة له؛ إذ الكلور غاز أخضر، وسام؛ والصوديوم فضي اللون، وحارق، حينما يتفاعل مع الماء. أما المركب الجديد، كلوريد الصوديوم، أو ملح الطعام، فهو صلب، لا لون له، وضروري لحياة البشر.

2- الرابطة التساهمية Covalent Bond

قد تترابط بعض الذرات، من دون نقل تام للإلكترونات من ذرة إلى أخرى؛ وذلك بالتساهم في الإلكترونات التكافئية؛ كما هو الحال في مركبات الغازات، مثل: الأكسجين O₂، والهيدروجين H₂، والكلور Cl₂، وهذا التساهم ضروري؛ لأنه لو اكتسبت ذرة إلكتروناً أو أكثر، ليمتلئ غلافها الخارجي، وتصبح مستقرة؛ فإن الذرة الأخرى، ستبتعد أكثر من حالة الاستقرار. لذلك، يتحقق الاستقرار بوساطة التشارك في بعض الإلكترونات، في الغلاف الخارجي لكلتا الذرتَين (انظر شكل عملية التساهم في الإلكترونيات).

فعندما يتداخل الغلافان الخارجيان لذرتَي الكلور، الموضحتَين في الشكل، واللتَين تحتوي كلٌّ منهما على سبعة إلكترونات؛ فإن إلكتروناً واحداً من كلِّ ذرة، يكون وكأنه موجود فيهما معاً، من طريق العمل التعاوني؛ ما يحقق لهما معاً حالة الاستقرار. وأكثر مجموعة من المعادن، التي تسود فيها الرابطة التساهمية، هي مجموعة معادن السليكات، التي يترابط الأكسجين والسليكون فيها، بالتساهم في الإلكترونات التكافئية.

ومعظم الروابط الكيماوية، هي، في الحقيقة، خليط من هذه الأنواع، مكونة، إلى درجة معينة، من التساهم في الإلكترونات، بوساطة الرابطة التساهمية؛ وإلى درجة معينة أخرى، من انتقال الإلكترونات من ذرة إلى أخرى، في ما يعرف بالرابطة الأيونية. كما أنه يوجد نوع آخر متطرف، من التساهم أو التشارك في الإلكترونات التكافئية تكون فيه الإلكترونات المتساهم فيها، حرة الحركة من ذرة إلى أخرى؛ ويعرف بالترابط الفلزي Metalic Bonding؛ كما هو الحال في الذهب والنحاس والألمنيوم والفضة. وهذا النوع من الروابط، هو المسؤول عن التوصيل العالي للكهرباء، وسهولة التشكيل، والعديد من الخصائص الأخرى للمعادن الفلزية.