فيديو السؤال: فهم سبب اختلاف عدد أيونات الكلوريد في كلوريد الصوديوم عن كلوريد المغنيسيوم الكيمياء

لماذا صيغة كلوريد الصوديوم هي ‪NaCl‬‏، لكن صيغة كلوريد المغنيسيوم هي ‪MgCl₂‬‏؟

٠٧:٠٩

‏نسخة الفيديو النصية

لماذا صيغة كلوريد الصوديوم هي ‪NaCl‬‏، لكن صيغة كلوريد المغنيسيوم هي ‪MgCl₂‬‏؟ أ: يكون المغنيسيوم أيونات شحنتها موجب اثنين، ومن ثم يلزم أيون كلوريد ليتكون مركب متعادل الشحنة الكهربية. ب: يكون الكلور أيونات شحنتها سالب اثنين؛ ومن ثم يلزم أيونا مغنيسيوم ليتكون مركب متعادل الشحنة الكهربية. ج: يكون المغنيسيوم أيونًا شحنته موجب واحد، ومن ثم يلزم أيونا كلوريد ليتكون مركب متعادل الشحنة الكهربية. د: يكون الكلور أيونًا شحنته سالب واحد، ومن ثم يلزم أيونا مغنيسيوم ليتكون مركب متعادل الشحنة الكهربية. هـ: يكون المغنيسيوم أيونات شحنتها موجب اثنين، ومن ثم يلزم أيونا كلوريد ليتكون مركب متعادل الشحنة الكهربية.

يسألنا السؤال: لماذا تختلف صيغة كلوريد الصوديوم عن صيغة كلوريد المغنيسيوم. على وجه التحديد، يشير السؤال ضمنيًّا إلى أننا بحاجة إلى توضيح سبب اختلاف عدد أيونات الكلوريد. يوجد أيون كلوريد واحد في كلوريد الصوديوم، وأيونا كلوريد في كلوريد المغنيسيوم. وكل من كلوريد الصوديوم وكلوريد المغنيسيوم مركب أيوني.

المركبات الأيونية هي المركبات المكونة من أيونات موجبة الشحنة، وأيونات سالبة الشحنة. على الرغم من أن هذه المركبات تتكون من جسيمات مشحونة، فهي متعادلة الشحنة الكهربية إجمالًا. تسمى الأيونات الموجبة الشحنة بالكاتيونات، وتسمى الأيونات السالبة الشحنة بالأنيونات. ترتبط الكاتيونات والأنيونات معًا بقوى تجاذب كهروستاتيكية قوية. وتحديدًا، تسمى قوى التجاذب الكهروستاتيكية بين الكاتيونات والأنيونات في المركب الأيوني بالروابط الأيونية.

ترتبط العديد من الأيونات معًا في شبيكة أيونية عملاقة ثلاثية الأبعاد. تعطي هذه الأيونات وقوى التجاذب القوية بينها المركبات الأيونية خواص محددة. ومن ذلك، درجات الانصهار العالية للغاية. والقابلية للذوبان بوجه عام في المذيبات القطبية، مثل الماء. والقدرة على توصيل الكهرباء في المحاليل أو في الحالة المنصهرة.

لكن إذا كانت المركبات الأيونية لها خواص متشابهة، فلماذا يوجد اختلاف في عدد أيونات الكلوريد في المركبين المعطيين؟ نجد الصوديوم في المجموعة الأولى من الجدول الدوري. ونجد المغنيسيوم في المجموعة الثانية. ونجد الكلور في المجموعة السابعة عشرة. بالنسبة إلى بعض العناصر في الجدول الدوري، يمكننا استخدام رقم المجموعة لتحديد عدد إلكترونات التكافؤ التي تحتوي عليها ذرة هذا العنصر. يحتوي الصوديوم الموجود في المجموعة الأولى على إلكترون تكافؤ واحد، ويحتوي المغنيسيوم الموجود في المجموعة الثانية على إلكتروني تكافؤ. أما الكلور الموجود في المجموعة السابعة عشرة، فيحتوي على سبعة إلكترونات تكافؤ. بالنسبة إلى المجموعات من الثالثة عشرة إلى الثامنة عشرة، يخبرنا الرقم الثاني من رقم المجموعة بعدد إلكترونات التكافؤ.

يمكننا أخذ هذه المعلومات ورسم بنى بسيطة لمساعدتنا على تحديد صيغ المركبين المذكورين في السؤال. يمكننا تمثيل عدد إلكترونات التكافؤ في ذرة الصوديوم وذرة الكلور باستخدام النقاط. تسمى هذه المخططات بنى لويس. نلاحظ أن الصوديوم له نقطة واحدة تمثل إلكترون التكافؤ الوحيد، وأن الكلور له سبع نقاط. نضع النقاط السبع حول الكلور في صورة أزواج. ونلاحظ أن الإلكترون الأخير من الكلور منفرد.

بالنسبة إلى العديد من العناصر في الجدول الدوري، يمكننا استخدام قاعدة الثمانيات لفهم كيفية تفاعل بعض الذرات. وقاعدة الثمانيات هي قاعدة عامة تستخدم لعناصر المجموعة الرئيسية. وهي تنص على أن عناصر المجموعة الرئيسية تتفاعل بطريقة تؤدي إلى حصولها على غلاف تكافؤ مكتمل. وهذا يعني أنها تكتسب إلكترونات أو تفقدها لتصل إلى ثمانية إلكترونات في غلافها الخارجي.

إذن، عندما تتفاعل ذرة صوديوم مع ذرة كلور، فإنها تمنح إلكترون التكافؤ الوحيد فيها لذرة الكلور. وبذلك يتكون أيون الصوديوم موجب واحد، وأيون الكلوريد سالب واحد. وعندئذ نقول إن أيون الكلوريد يحتوي على ثمانية إلكترونات بالتمام في غلاف التكافؤ. وهو الآن مستقر. ولأيون الصوديوم أيضًا غلاف تكافؤ مكتمل، على الرغم من أن مخطط لويس هذا لا يوضح الإلكترونات الثمانية في غلاف التكافؤ. ولكن، يمكننا استنتاج أن غلاف التكافؤ لأيون الصوديوم يحتوي على ثمانية إلكترونات بالتمام كما في الشكل.

كان لذرة الصوديوم إلكترون وحيد في غلاف التكافؤ. ومنح هذا الإلكترون للكلور، مكونًا أيون الصوديوم. هذا الآن هو غلاف التكافؤ، أو الغلاف الخارجي لأيون الصوديوم. ويوجد به ثمانية إلكترونات بالتمام. ومن ثم، أصبح أيون الصوديوم مستقرًّا. لكل أيون صوديوم، يوجد أيون كلوريد واحد. ويكون المركب متعادل الشحنة الكهربية. ومن ثم، فصيغة كلوريد الصوديوم هي ‪Na1Cl1‬‏، ونبسطها إلى ‪NaCl‬‏.

يختلف الأمر قليلًا عند تفاعل المغنيسيوم والكلور. وذلك لأنه يلزم وجود ذرتين من الكلور لكل ذرة مغنيسيوم للحصول على أيونات مستقرة. يمنح المغنيسيوم أحد إلكتروني تكافؤه لإحدى ذرات الكلور وإلكترون التكافؤ الآخر لذرة الكلور الأخرى. ويتكون أيون مغنيسيوم شحنته موجب اثنين، وأيونا كلوريد شحنتهما سالب واحد. ويكون المركب الناتج متعادل الشحنة الكهربية. ويتكون من أيون مغنيسيوم واحد وأيوني كلوريد.

وبذلك تحتوي جميع الأيونات على ثمانية إلكترونات في غلاف التكافؤ. يمكننا أن نلاحظ أن كل أيون كلوريد له ثمانية إلكترونات تكافؤ. ويحصل أيون المغنيسيوم على غلاف تكافؤ مكتمل بطريقة مشابهة لأيون الصوديوم، على الرغم من أننا لم نوضح ذلك هنا.

في النهاية، لماذا يختلف عدد أيونات الكلوريد في صيغة كلوريد الصوديوم عن صيغة كلوريد المغنيسيوم؟ الإجابة هي هـ. يكون المغنيسيوم أيونات شحنتها موجب اثنين، ومن ثم يلزم أيونا كلوريد ليتكون مركب متعادل الشحنة الكهربية.

تستخدم نجوى ملفات تعريف الارتباط لضمان حصولك على أفضل تجربة على موقعنا. معرفة المزيد حول سياسة الخصوصية لدينا.