الروابط الكيميائية هي تفاعلات معقدة بين ذرتين أو أيونات أو أكثر، مما يقلل من الطاقة المحتملة للجزيء. وقد طور جيلبرت ن. لويس نموذجاً يسمى نموذج لويس الذي بسّط تصوير تكوين الرابطة الكيميائية وقدم تفسيرات واضحة للروابط الكيميائية التي تظهر في معظم المركبات الشائعة.  

نموذج لويس

يصف نموذج لويس تكوين الرابطة  الكيميائية عن طريق مشاركة إلكترونات التكافؤ أو نقلها، مما يساعد في الحصول على تكوين إلكتروني  مستقر. يتم تكوين الرابطة الأيونية عند انتقال  الإلكترونات بين معدن ولا معدني، في حين يتم تكوين رابطة تساهمية عند  مشاركة الإلكترونات بين اثنين من اللامعادن.

يُستخدم نموذج لويس فقط لوصف التكوينات الرابطة دون الأخذ في الاعتبار  تغيرات الطاقة المرتبطة بالعوامل الجذب والتذبذب بين الإلكترونات والنوية الموجودة على الذرات المجاورة. ورغم أن هذه  التفاعلات تشكل أهمية مركزية في الربط الكيميائي، فإن التحديد الدقيق للقيم أمر معقد. بدلاً من ذلك، صمم لويس رسومات خاصة لتصوير الروابط الكيميائية باستخدام إلكترونات التكافؤ، والتي تسمى رموز لويس .  

رموز لويس

تصف رموز لويس التوزيع الإلكتروني للتكافؤ للذرات والأيونات الأحادية الذرية. يتكون رمز لويس من رمز عنصري تحيط به نقطة واحدة لكل إلكترونات تكافؤ. على سبيل المثال، يحتوي الصوديوم على إلكترون تكافؤ واحد؛ لذا يتم رسم نقطة واحدة حول الرمز Na.  

بالنسبة لعناصر المجموعة الرئيسة، تتم الإشارة إلى عدد إلكترونات التكافؤ برقم مجموعة خس في الجدول الدوري. على سبيل المثال، ينتمي الليثيوم (Li) إلى المجموعة IA ويحتوي على إلكترون واحد؛ والبريليوم (Be) هو عنصر المجموعة IIA ويحتوي على إلكترونين تكافؤ.  

وهناك استثناءات لنموذج لويس. في الهليوم، لا يكون إلكترون تكافؤ الأعداد هو نفس رقم المجموعة. فالمعادن الانتقالية، والفلانثانيدات، والأكتينيدات تحتوي على أغلفة داخلية مملوءة بشكل غير كامل؛ ومن هنا لا يمكن كتابتها برموز لويس البسيطة .  

قاعدة الثمانيات

تشكل جزيئات الهالوجين (F₂, Br₂, I₂, and At₂) روابط مماثلة لتلك الموجودة في جزيء الكلور: رابطة واحدة بين الذرات وثلاثة أزواج وحيدة من الإلكترونات لكل ذرة. ويسمح ذلك لكل ذرة هالوجين بالتكوين الإلكتروني للغاز النبيل. يُعرف ميل ذرات المجموعة s- أو p- إلى تكوين روابط كافية للحصول على إلكترونات تكافؤ ثمانية بمايعرف بـ قاعدة الثمانيات. تتنبأ قاعدة الثمانيات بتركيبات الذرات التي ستكون الطاقة المحتملة أقل عند الارتباط معاً.

يمكن توقع عدد الروابط التي يمكن أن تتكون منها الذرة في كثير من الأحيان من عدد الإلكترونات اللازمة للوصول إلى ثمانية (ثمانية إلكترونات تكافؤ)؛ وينطبق ذلك بشكل خاص على اللامعادن في المجموعة الثانية من الجدول الدوري (C وN وO وF).  

• تحتوي عناصر المجموعة 14 على أربعة إلكترونات في أبعد غلاف لها، وبالتالي تتطلب أربعة إلكترونات أخرى للوصول إلى ثمانية. يمكن اكتساب هذه الإلكترونات الأربعة من خلال تكوين أربع روابط تساهمية، مثل الكربون في CH₄ (الميثان) والسليكون في SiH₄ (سيلان) . 
• تحتوي عناصر المجموعة الخامسة عشرة، مثل النيتروجين، على خمسة إلكترونات تكافؤ في رمز لويس الذري: زوج واحد وثلاثة إلكترونات غير مقترنة. تكوّن هذه الذرات ثلاث روابط تساهمية، كما في الأمونيا (NH3).  
• تحصل عناصر المجموعة السادسة عشرة مثل الأكسجين وذرات أخرى على ثمانية من خلال تكوين روابط تساهمية - مثل الروابط مع ذرتي هيدروجين في الماء (H2O).

توجد استثناءات لقاعدة الثمانيات. ولأن الهيدروجين لا يحتاج إلا إلى إلكترونين لملء غلاف التكافؤ الخاص به، فهو استثناء من قاعدة الثمانيات. وفي هذه الحالة، يقال إن الهيدروجين وصل إلى ثنائي. كما لا تتبع عناصر الانتقال وعناصر الانتقال الداخلية قاعدة الثمانية.

تم اقتباس هذا النص من Openstax, Chemistry 2e, Chapter 7.3: Lewis Symbols and Structures.