فيديو الدرس: الروابط الأيونية العلوم • الصف الأول الإعدادي

نسخة الفيديو النصية

في هذا الفيديو، سوف نتعلم كيف نصف كيفية تكوين الروابط الأيونية في المركبات الثنائية البسيطة. سوف نراجع كيف تتكون الأيونات، ونلقي نظرة على بعض أمثلة المركبات الأيونية المختلفة.

قبل أن نتعرف على المركبات الأيونية، يجب أولًا أن نفهم الأيونات. ولفهم الأيونات نبدأ بالذرة. الذرات متعادلة كهربيًّا. ذلك لأن الذرة تحتوي على أعداد متساوية من البروتونات الموجبة الشحنة والإلكترونات السالبة الشحنة.

أثناء التفاعل الكيميائي، قد تكتسب الذرات إلكترونات أو تفقدها. بعد اكتساب إلكترونات أو فقدها، تحتوي معظم الذرات في نهاية المطاف على ثمانية إلكترونات في مستوى الطاقة الخارجي. عندما تكتسب الذرات إلكترونات أو تفقدها، فإن أعداد البروتونات والإلكترونات لا تصبح متساوية. هذا النوع الذي يحتوي على أعداد غير متساوية من البروتونات والإلكترونات يسمى الأيون.

نظرًا لأن الأيونات لا تحتوي على أعداد متساوية من البروتونات الموجبة الشحنة والإلكترونات السالبة الشحنة، فإن لها شحنة كهربية كلية. تعتمد شحنة الأيون على عدد الإلكترونات التي تكتسبها الذرة أو تفقدها. عادة ما تفقد ذرات الفلزات إلكتروناتها الخارجية أثناء التفاعل الكيميائي. هذا يعني أن عدد البروتونات الموجبة الشحنة في الأيون الفلزي يزيد عن عدد الإلكترونات السالبة الشحنة.

لذا عندما تفقد ذرات الفلزات إلكترونات، فإنها تكون أيونات موجبة. على سبيل المثال، ذرة الصوديوم ذرة فلزية تحتوي على 11 إلكترونًا. إلكترونان من هذه الإلكترونات في مستوى الطاقة ‪K‬‏، وثمانية إلكترونات في مستوى الطاقة ‪L‬‏، وإلكترون واحد في مستوى الطاقة ‪M‬‏. قد تفقد ذرة الصوديوم الإلكترون الوحيد الموجود في مستوى الطاقة ‪M‬‏. النوع الكيميائي الناتج عن هذه العملية هو أيون الصوديوم. يحتوي أيون الصوديوم على ثمانية إلكترونات في مستوى الطاقة الخارجي، وشحنته تساوي واحدًا موجبًا؛ لأنه فقد إلكترونًا.

عادة ما تكتسب ذرات اللافلزات إلكترونات أثناء التفاعل الكيميائي. هذا يعني أن عدد الإلكترونات السالبة الشحنة في الأيون اللافلزي يزيد عن عدد البروتونات الموجبة الشحنة. لذا عندما تكتسب ذرات اللافلزات إلكترونات، فإنها تكون أيونات سالبة. على سبيل المثال، ذرة الكلور ذرة لافلزية تحتوي على 17 إلكترونًا. إلكترونان من هذه الإلكترونات في مستوى الطاقة ‪K‬‏، وثمانية إلكترونات في مستوى الطاقة ‪L‬‏، وسبعة إلكترونات في مستوى الطاقة ‪M‬‏. قد تكتسب ذرة الكلور إلكترونًا في مستوى الطاقة ‪M‬‏. النوع الكيميائي الناتج عن هذه العملية هو أيون الكلور، ويسمى عادة أيون الكلوريد. يحتوي هذا الأيون على ثمانية إلكترونات في مستوى الطاقة الخارجي، وشحنته تساوي واحدًا سالبًا؛ لأنه اكتسب إلكترونًا.

تكتسب الذرات إلكترونات أو تفقدها أثناء تفاعل كيميائي عندما تنتقل الإلكترونات بين ذرتين أو أكثر. حتى يتسنى لنا فهم انتقال الإلكترونات بشكل أفضل، لنلق نظرة على ذرة صوديوم وذرة كلور بشكل مختلف.

في هذه المخططات الموضحة، تمثل النقطة الوردية؛ النواة. وتمثل الدوائر الزرقاء مستويات الطاقة. وتمثل النقاط الزرقاء الإلكترونات في كل مستوى طاقة. أثناء التفاعل الكيميائي، قد ينتقل الإلكترون الخارجي في ذرة صوديوم إلى ذرة كلور. بذلك يحتوي كل نوع على ثمانية إلكترونات في مستوى الطاقة الخارجي. ينتج عن انتقال الإلكترونات بهذا الشكل من ذرة فلز إلى ذرة لا فلز تكون أيون موجب وأيون سالب. هذان الأيونان لهما شحنتان متعاكستان، والشحنات المتعاكسة تتجاذب.

هذا التجاذب الكهروستاتيكي بين الأيونات الموجبة والأيونات السالبة يسمى رابطة أيونية. ينتج عن الترابط الأيوني بين الأيونات الموجبة الشحنة والأيونات السالبة الشحنة مركب أيوني. وعلى الرغم من أن المركبات الأيونية تتكون من أيونات موجبة الشحنة وأيونات سالبة الشحنة؛ فإن المركب لا بد أن يكون متعادلًا بصفة عامة. في هذا المثال أيون الصوديوم له شحنة واحدة موجبة، وأيون الكلوريد له شحنة واحدة سالبة. هاتان الشحنتان متعاكستان ومتساويتان. ومن ثم المركب الأيوني الذي يحتوي على أيون صوديوم واحد وأيون كلوريد واحد سيكون مركبًا متعادلًا.

يمكن تمثيل ذلك بالصيغة الكيميائية ‪NaCl‬‏، التي تعني أنه لا بد من وجود أيون صوديوم واحد وأيون كلوريد واحد لتكوين مركب أيوني متعادل. ‏‪NaCl‬‏ هي الصيغة الكيميائية لكلوريد الصوديوم، المعروف أيضًا باسم ملح الطعام.

لنتناول مثالًا آخر لمركب أيوني. في هذا المثال سنعرف ما المركب الأيوني الذي سيتكون عند تفاعل المغنيسيوم مع الأكسجين. المغنيسيوم فلز. ومن ثم نعرف أنه قد يفقد إلكترونات أثناء التفاعل الكيميائي ويكون أيونًا موجبًا. الأكسجين لا فلز. ومن ثم قد يكتسب إلكترونات أثناء التفاعل الكيميائي ويكون أيونًا سالبًا.

لنلق نظرة على التوزيع الإلكتروني لكل ذرة منهما. نلاحظ أن ذرة المغنيسيوم قد تفقد إلكترونين وتنتج أيونًا يحتوي على ثمانية إلكترونات في مستوى الطاقة الخارجي. بما أن ذرة المغنيسيوم فقدت إلكترونين؛ إذن تصبح شحنة أيون المغنيسيوم اثنين موجب. قد تكتسب ذرة الأكسجين إلكترونين وتنتج أيونًا يحتوي على ثمانية إلكترونات في مستوى الطاقة الخارجي. بما أن ذرة الأكسجين اكتسبت إلكترونين؛ إذن تصبح شحنة أيون الأكسيد اثنين سالب.

إذن أثناء تفاعل المغنيسيوم مع الأكسجين، سينتقل إلكترونان من ذرة المغنيسيوم إلى ذرة الأكسجين. من ثم يتكون أيونان شحنتاهما متعاكستان، ويحدث بينهما تجاذب كهروستاتيكي، وهو ما يؤدي إلى تكوين رابطة أيونية. بما أن هاتين الشحنتين متساويتان ومتعاكستان، إذن نجد أن أيون مغنيسيوم واحدًا وأيون أكسيد واحدًا كافيان لتكوين مركب أيوني متعادل. ونمثل ذلك بالصيغة الكيميائية ‪MgO‬‏. هذا المركب الأيوني هو أكسيد المغنيسيوم.

حتى الآن تناولنا مثالين يكون فيهما أيون موجب واحد وأيون سالب واحد مركبًا أيونيًّا متعادلًا. لكن ليس هذا هو الحال دائمًا. لنفكر مثلًا في مركب أيوني يحتوي على عنصري المغنيسيوم والكلور.

نحن نعلم أن ذرة المغنيسيوم قد تفقد إلكترونين وتكون أيون ‪Mg2+‬‏. نعلم أيضًا أن ذرة الكلور تكتسب عادة إلكترونًا واحدًا فقط وتكون أيون ‪Cl−‬‏. إذن في هذا التفاعل، لا بد من وجود ذرتي كلور لكل ذرة مغنيسيوم. قد تكتسب كل ذرة كلور أحد الإلكترونات التي تفقدها ذرة المغنيسيوم. هذا يكون أيون مغنيسيوم شحنته اثنان موجب، وأيوني كلوريد سالبين.

شحنتا أيون المغنيسيوم وأيون الكلوريد متعاكستان، ولكنهما غير متساويتين. مع ذلك فإن اتحاد أيون مغنسيوم واحد مع أيوني كلوريد سينتج مركبًا أيونيًّا متعادلًا بشكل عام. نمثل هذا المركب الأيوني بالصيغة الكيميائية MgCl2، التي تشير إلى وجود أيوني كلوريد لكل أيون مغنيسيوم في هذا المركب. هذا هو المركب الأيوني كلوريد المغنيسيوم.

يمكننا استخدام التوزيع الإلكتروني أو المخططات الموضحة هنا لتحديد شحنة الأيونات الفلزية واللافلزية ومعرفة المركب الأيوني المتكون. لكن يمكننا أيضًا تحديد حالة شحنة الأيون باستخدام رقم المجموعة التي يوجد بها هذا الأيون في الجدول الدوري. جميع ذرات العناصر الفلزية الموجودة في العمود الأول؛ مثل ذرة الصوديوم الموضحة هنا، تحتوي على إلكترون واحد في مستوى الطاقة الخارجي.

قد يفقد هذا الإلكترون الخارجي أثناء التفاعل الكيميائي. يؤدي ذلك إلى تكون أيون شحنته واحد موجب. لذلك عادة ما تفقد الفلزات الموجودة في المجموعة الأولى إلكترونًا واحدًا أثناء التفاعل الكيميائي وتكون أيونات فلزية شحنتها واحد موجب. أما الفلزات في المجموعة الثانية؛ مثل ذرة المغنيسيوم الموضحة هنا، فإنها تفقد في الغالب إلكترونين أثناء التفاعل الكيميائي. من ثم ذرات هذه العناصر تكون عادة أيونات شحنتها اثنان موجب.

عادة ما تفقد ذرات العناصر الفلزية الموجودة في العمود 13 ثلاثة إلكترونات وتكون أيونات شحنتها ثلاثة موجب. وعادة ما تفقد ذرات العناصر الفلزية الموجودة في العمود 14 أربعة إلكترونات وتكون أيونات شحنتها أربعة موجب. عادة ما تكتسب ذرات العناصر اللافلزية الموجودة في الأعمدة 15 و16 و17 إلكترونات وتكون أيونات سالبة. أما العناصر اللافلزية الموجودة في العمود 15، فإنها تكتسب في الغالب ثلاثة إلكترونات وتكون أيونات شحنتها ثلاثة سالب. في حين تكتسب ذرات العناصر اللافلزية الموجودة في العمود 16 إلكترونين وتكون أيونات شحنتها اثنان سالب. وتكتسب ذرات العناصر الموجودة في المجموعة 17 إلكترونًا واحدًا عادة، وتكون أيونات شحنتها واحد سالب. الغازات الخاملة، التي تسمى أيضًا الغازات النبيلة، الموجودة في المجموعة 18 لا تكون أيونات. وذرات العناصر الموجودة في منتصف الجدول الدوري يمكن أن تكون أيونات لها شحنات متنوعة يصعب التنبؤ بها.

يمكننا استخدام هذه المعلومات لتحديد صيغة المركب الأيوني بسهولة. على سبيل المثال، يوجد الليثيوم في المجموعة الأولى ويوجد الفلور في المجموعة 17. قد تكون ذرات الليثيوم أيونات ليثيوم شحنتها واحد موجب. وقد تكون ذرات الفلور أيونات فلوريد شحنتها واحد سالب. شحنات هذه الأيونات متعاكسة ومتساوية. هذا يعني أنه لا بد من وجود أيون ليثيوم واحد وأيون فلوريد واحد لتكوين مركب أيوني متعادل. من ثم تكون الصيغة الكيميائية لهذا المركب هي ‪LiF‬‏.

يوجد الكبريت في المجموعة 16. هذا يعني أن ذرات الكبريت عادة ما تكون أيونات كبريتيد شحنتها اثنان سالب. لكي يتكون مركب أيوني متعادل من الليثيوم والكبريت، لا بد من اتحاد أيوني ليثيوم مع أيون كبريتيد. إذن الصيغة الكيميائية لكبريتيد الليثيوم هي ‪Li2S‬‏.

ركزنا في جميع الأمثلة التي عرضناها حتى الآن على عدد الأيونات الموجبة الشحنة والأيونات السالبة الشحنة اللازمة لإنتاج مركب أيوني متعادل. لكن تركيب المركبات الأيونية أكثر تعقيدًا بعض الشيء. لنتناول المركب الأيوني كلوريد الصوديوم.

نحن نعلم أنه لكي يكون المركب متعادلًا بصفة عامة، يجب أن يتحد أيون صوديوم واحد مع أيون كلوريد واحد لتكوين رابطة أيونية. لكن أثناء التفاعل الكيميائي يوجد الكثير والكثير من الأيونات، وليس أيونًا واحدًا فقط من كل نوع. تنجذب كل هذه الأيونات ذات الشحنات المتعاكسة بعضها إلى بعض. وتكون أيونات جديدة تنجذب بدورها إلى مزيد من الأيونات. تتراكم طبقات من الأيونات في جميع الاتجاهات، مكونة بنية منتظمة تعرف باسم الشبيكة. مثلنا هذه الشبيكة هنا تمثيلًا ثنائي الأبعاد. لكن تركيبها في الواقع ثلاثي الأبعاد.

على الرغم من أن المركب الأيوني كلوريد الصوديوم يحتوي على العديد من أيونات الصوديوم والكلوريد، فإن الصيغة الكيميائية ‪NaCl‬‏ التي تمثل أيونًا واحدًا فقط من كل منهما لا تزال صحيحة. ذلك لأن الصيغة الكيميائية تمثل أبسط اتحاد بين الأيونات ينتج عنه مركب متعادل.

لقد تحدثنا في هذا الفيديو عن عدة مركبات أيونية. يمكن تصنيف هذه المركبات بشكل عام إلى فئتين.

مركبات الأكاسيد مركبات تحتوي على الأكسجين وعنصر كيميائي آخر. توصف مركبات الأكاسيد بأنها أيونية إذا كان العنصر المرتبط بالأكسجين فلزًّا. من أمثلة مركبات الأكاسيد الأيونية أكسيد الصوديوم وأكسيد الألومنيوم وأكسيد المغنيسيوم. يمكن أن يطلق على جميع المركبات الأيونية الأخرى التي لا تحتوي على أيون الأكسيد اسم الأملاح.

تتميز الأملاح بمجموعة متنوعة من الخواص والقابلية للذوبان. من أمثلة الأملاح كلوريد الصوديوم ويوديد الرصاص وبروميد النحاس. نلاحظ أن هذه الأملاح لها ألوان مختلفة، وأن بعضها يذوب في الماء وبعضها الآخر لا يذوب.

لقد تعلمنا الكثير عن المركبات الأيونية. لكن قبل أن نختتم هذا الفيديو، سنتناول سؤالًا.

يمثل المخطط الآتي التوزيع الإلكتروني لذرة فلز. يمكن لهذا الفلز أن يتفاعل مع عنصر الأكسجين لتكوين أحد الأكاسيد. أي المخططات الآتية يمكن أن يكون تمثيلًا مشابهًا لأيون نفس الفلز المتكون خلال التفاعل؟

يصف هذا السؤال التفاعل بين فلز وعنصر الأكسجين. الأكسجين عنصر لا فلزي. عندما يتفاعل فلز مع لا فلز فإنهما يكونان مركبًا أيونيًّا. المركب الأيوني مركب متعادل يتكون من أيونات موجبة الشحنة وأخرى سالبة الشحنة.

أثناء التفاعل الكيميائي لإنتاج مركب أيوني، تفقد ذرة الفلز إلكترونات وتكون أيونًا موجبًا. في الوقت نفسه تكتسب ذرة اللافلز إلكترونات وتكون أيونًا سالبًا. ينجذب الأيونان ذوا الشحنتين المتعاكستين بعضهما إلى بعض، ويكونان مركبًا أيونيًّا.

معطى لدينا في هذا السؤال التوزيع الإلكتروني لذرة فلز. وعلينا تحديد مخطط التوزيع الإلكتروني الذي يمثل أيون هذا الفلز المتكون أثناء التفاعل مع الأكسجين. نحن نعلم أن الفلز سيفقد إلكترونات ويكون أيونًا موجبًا. يعتمد عدد الإلكترونات التي ستفقدها الذرة على التوزيع الإلكتروني.

عندما تفقد الذرات إلكترونات، فإنها عادة ما تفقد الإلكترونات الخارجية وتنتج نوعًا كيميائيًّا يحتوي على ثمانية إلكترونات في مستوى الطاقة الخارجي. يوجد إلكترونان في مستوى الطاقة الخارجي لهذه الذرة. إذا فقد هذان الإلكترونان، يصبح مستوى الطاقة الثاني هو مستوى الطاقة الخارجي. يحتوي هذا المستوى على ثمانية إلكترونات. إذن يجب أن يحتوي مخطط أيون الفلز على مستويين للطاقة؛ بحيث يحتوي مستوى الطاقة الأقرب إلى النواة على إلكترونين، ويحتوي مستوى الطاقة الخارجي على ثمانية إلكترونات.

من ثم نستنتج أن المخطط الذي يمثل أيون الفلز المتكون أثناء التفاعل مع الأكسجين هو المخطط الموضح في الخيار أ.

لنلخص ما تعلمناه في نقاط رئيسية. الأيونات نوع كيميائي يحتوي على أعداد غير متساوية من البروتونات والإلكترونات. أثناء التفاعل الكيميائي، تفقد ذرات الفلزات إلكترونات وتكون أيونات موجبة، في حين تكتسب ذرات اللافلزات إلكترونات وتكون أيونات سالبة. الرابطة الأيونية عبارة عن تجاذب كهروستاتيكي بين أيونات ذات شحنات متعاكسة. المركب الأيوني مركب متعادل يتكون من أيونات موجبة الشحنة وأخرى سالبة الشحنة تجمعها رابطة أيونية.

تعتمد حالة شحنة الأيونات في المركب الأيوني على عدد الإلكترونات التي تفقدها الذرات أو تكتسبها. يمكن تحديد حالة شحنة الأيونات بسهولة بالنظر إلى أرقام المجموعات في الجدول الدوري. للمركبات الأيونية تركيبة شبكية عملاقة تتكون من العديد من الأيونات الموجبة الشحنة والسالبة الشحنة. تسمى المركبات الأيونية التي تحتوي على عنصر الأكسجين الأكاسيد، وتسمى سائر المركبات الأخرى الأملاح.