في النتروجين 5، يبقى محل لثلاثة إلكترونات، (3) في المنطقة الثانية - وتر.
في الكربون 4، يبقى محل لأربعة إلكترونات، (4) في المنطقة الثانية - شفع.
فلعل كون الكربون شفعي الإلكترونات الموجودة وشفعي الإلكترونات الناقصة لتتمة المنطقة هو الأمر المسهل له الاتحاد بالعناصر الأخرى مهما اختلف عدد الذرات في الجزيء، يساعده على ذلك الأوكسجين الشفعي الإلكترونات أيضا، ويساعدهما الهيدروجين لإتمام ما ينقص المنطقة من الإلكترونين في تأليف الجزيء، ولا سيما متى دخل النتروجين فيه وهو وتري الإلكترونات.
وبهذا التسهيل يتضح تآلف الذرات الثلاث باستقرار ومن دون تقلقل، مثال ذلك في الحامض الكربوني «كربون داي أوكسيد = ك و2» الذي يدخل جزيئه كثيرا في المركبات الحيوية، يأتلف الكربون مع الأوكسجين فيشرك كل منهما بإلكترونين من إلكتروناته الأربعة، وتصبح المنطقة الثانية لكل منهما تامة. والجزيء يستقر بهذا الاشتراك متعادل الشحنة الكهربائية، ولا يتفكك إلا إذا طرأ عليه جزيء آخر، فيندمج الاثنان معا في جزيء جديد.
وإذا أنعمت النظر في مركبات الكربوهيدرات والدهنيات وجدت أن ائتلاف الكربون والأوكسجين يحدث على هذا النحو، وفي حالة أن الجزيء ينقصه إلكترون واحد يدخل الهيدروجين بإلكترونه، والهيدروجين مطواع يدخل بإلكترونه في معظم الجزيئات لإتمام النقص. «هذا بحث دقيق جدا لا يكفي التوسع فيه وشرحه مقال أو أكثر.»
وأما النتروجين فلأنه وتري الإلكترونات - 3 في المنطقة الثانية - فغالب الظن أن ائتلافه مع الجماعة لا يسهل إلا بتعدد الذرات الكثيرة في الجزيء الواحد، بحيث يستطاع تأليف جزيئات متعادلة الشحنة الكهربائية، ولذلك لا يدخل إلا في تألف البروتايينات التي تعد ذرات الجزيء الواحد فيها بالمئات، أو أن اندماجه فيها سبب تعدد ذراتها، ولكنه لا يدخل في الكربوهيدرات والدهنيات؛ لأنه بدخوله يجعل الجزيء عديم الاستقرار كما يستدل من معظم مركباته؛ إذ يظهر فيها قلقا دائما لا يكاد يستقر في مركب منها. فكأن قوة ألفته
affinity
ضعيفة جدا - خلافا للكربون؛ فلأقل طارئ يتنافر مع العناصر الأخرى ويتركها أو تتركه. ومن أبسط الأمثلة على ذلك النشادر
Ammonia ، وهو مركب من نتروجين واحد وثلاثة هيدروجينات = ن ه3، ولكنه في هذه الحالة لا يمكن أن يوجد مستقلا؛ لأن إلكتروناته في المنطقة الثانية 3، وإلكترونات الهيدروجينات الثلاثة 3، والمجموع 6؛ فتبقى المنطقة ناقصة إلكترونين ويبقى الجزيء إيجابيا غير متعادل.
لذلك لا يوجد النشادر مستقلا البتة، بل لا بد من اتحاد جزيئه بجزيء آخر كجزيء الماء مثلا ليكون منهما هيدروكسيد الأمونيوم ذائبا في الماء «ن ه3 + ه2 و= ن ه04 ه و» ومجموع إلكتروناتها جميعا 16 تشغل منطقتي الأوكسجين والنتروجين، مع ذلك يبقى هذا النتروجين الشاذ المتمرد قلقا لا يطيق التقيد بأخويه ، فيتطاير بشكل ن ه3 من الماء كما نعلم من رائحته التي لا تطاق ويفلت بانحلال الجزيء برمته، والنشادر موجود أيضا كضلع
صفحة غير معروفة