فيديو الدرس: الرابطة الأيونية الكيمياء • الصف الثاني الثانوي

نسخة الفيديو النصية

في هذا الفيديو، سوف نتعرف على التجاذب الكهروستاتيكي بين الأيونات، الذي نطلق عليه الرابطة الأيونية. وسنرى أيضًا كيف تنتج هذه الروابط الخواص المميزة للمركبات الأيونية. الأيون هو اتحاد نواة تحتوي على بروتونات وعادة بعض الإلكترونات. وقد تحتوي النواة أيضًا على نيوترونات. لكن بما أن النيوترونات تسهم في الكتلة فقط، فهي لا تؤثر على الرابطة الأيونية، لذا لن نتناولها في هذا الفيديو.

البروتون له نوع محدد من الشحنات نسميه الشحنة الموجبة، ونقول إن البروتون الواحد شحنته واحد موجب. أما الإلكترونات، فلها شحنة مساوية للبروتونات ومعاكسة لها؛ فشحنتها سالبة وتساوي واحد سالب. الجسيمات التي لها شحنات متعاكسة تجذب بعضها بعضًا من خلال القوة الكهروستاتيكية، بينما تتنافر الجسيمات التي لها نفس الشحنة. إذن تجذب البروتونات الإلكترونات بشكل طبيعي، وتكون الذرات والأيونات.

الذرة بحكم تعريفها متعادلة الشحنة، ما يعني أن عدد البروتونات في النواة يجب أن يساوي عدد الإلكترونات في السحابة الإلكترونية. وعند اتحاد النواة مع الإلكترونات، يمكن أن يفقد كل منهما طاقة تنتقل إلى البيئة المحيطة ويصبحان أكثر استقرارًا. لكن هذا لا يعني أن الذرات لا يمكن أن تصبح أكثر استقرارًا من ذلك. فقد تفقد الذرات إلكترونات ويصبح عدد البروتونات بها أكبر من عدد الإلكترونات، ما يكون ما نسميه الكاتيونات. وقد تكتسب الذرات إلكترونات ويصبح عدد الإلكترونات بها أكبر من عدد البروتونات، ما يجعلها أنيونات سالبة الشحنة. في بعض الحالات، يكون الوضع أكثر استقرارًا في الكاتيونات والأنيونات مقارنة بالذرات. لكي نفهم السبب، علينا أن نكبر الصورة.

عند إضافة الإلكترونات إلى النواة، تبدأ في ملء الفراغ وشغل ما نسميه بالأغلفة. وكلما كان الغلاف أكبر، زاد عدد الإلكترونات التي يمكنه احتواؤها. لا يمكن أن تشغل الإلكترونات نفس المساحة في آن واحد، لذا عندما تضاف الإلكترونات إلى النواة، تملأ الإلكترونات المساحة مثل صفوف المقاعد في ملعب الكرة. ويمكن أن يحتوي الغلاف الإلكتروني الأول على إلكترونين فقط، لكن الغلاف الثاني يسع ثمانية إلكترونات. وكلما كانت الأغلفة أكبر، استوعبت عددًا أكبر من الإلكترونات.

على سبيل المثال، لنلق نظرة على ذرة الفلور. تحتوي ذرة الفلور على تسعة بروتونات، ما يعني أن شحنة ذرة الفلور تسعة موجب. وبما أن الذرات لا بد أن تكون متعادلة، لدينا أيضًا تسعة إلكترونات. يمكننا إضافة أول إلكترونين إلى الغلاف الداخلي باستخدام نقاط للتعبير عن الإلكترونات. ونضيف الإلكترونات السبعة المتبقية إلى الغلاف الثاني لتشغل سبعة من الأماكن الثمانية المتاحة فيه. أما ذرة الليثيوم فتحتوي على ثلاثة بروتونات فقط، ومن ثم ثلاثة إلكترونات. يضاف أول إلكترونين إلى الغلاف الداخلي، ويبقى الإلكترون الأخير في الغلاف الثاني.

لكن دعونا نفحص هذا الإلكترون الخارجي. يتأثر هذا الإلكترون الخارجي بقوة جذب إلى النواة، لكن شحنة النواة ثلاثة موجب فقط. كما أنه يواجه قوة تنافر من الإلكترونات الداخلية. لكن ماذا عن الإلكترون في الغلاف الخارجي لذرة الفلور؟ ينجذب هذا الإلكترون بصورة أكبر إلى نواة ذرة الفلور، التي شحنتها تسعة موجب، في حين يظل يواجه درجة مماثلة من التنافر من الإلكترونات الداخلية والإلكترونات الأخرى الموجودة في الغلاف نفسه. لن تنتقل إذن إلكترونات ذرة الفلور من مكانها. لكن ماذا عن ذرة الليثيوم؟

إذا اقتربت ذرتا الليثيوم والفلور من بعضهما البعض، يكون لهذا الإلكترون الخارجي في ذرة الليثيوم توزيعان محتملان؛ فإما أن يظل في ذرة الليثيوم وينجذب بصورة ضعيفة إلى النواة التي شحنتها ثلاثة موجب، وإما أن ينتقل إلى ذرة الفلور مكونًا أيون فلور وينجذب بقوة إلى النواة التي شحنتها تسعة موجب. ويحدث التوزيع الأكثر استقرارًا عندما يقفز الإلكترون من الليثيوم إلى الفلور مكونًا ‪F‬‏- و‪Li+‬‏. يعرف ‪F‬‏- عمومًا بالفلوريد. بعد ذلك، ينجذب الأيونان ‪F‬‏- و‪Li+‬‏ إلى بعضهما البعض من خلال القوى الكهروستاتيكية، ليكونا ‪LiF‬‏ أو فلوريد الليثيوم. وهذه الرابطة بين الأيونات تعرف بالرابطة الأيونية، وتعرف المواد التي تحتوي على روابط أيونية بالمركبات الأيونية.

في الحالات التي لا تكون فيها قوة الجذب بين إلكترون خارجي ونواتين مختلفتين واضحة بقدر هذه الحالة، نحصل على رابطة تساهمية حيث تتشارك الذرات الإلكترونات. لكننا لن نتناول الرابطة التساهمية في هذا الفيديو. سنستعرض، بدلًا من ذلك، كيفية التنبؤ بما إذا كانت الذرة ستنتج كاتيونًا أم أنيونًا، والشحنة التي ستحصل عليها.

اكتشف الكيميائيون أن الذرات عندما تكون أيونات، تفقد عادة الإلكترونات أو تكتسبها في أماكن معينة. بوجه عام، تظل إلكترونات الأغلفة الداخلية في مكانها. وما يحدث هو أنه إما أن يكتسب الغلاف الخارجي إلكترونات حتى يمتلئ، وإما أن تفقد الذرة إلكترونات ويتكون كاتيون. ويصبح الغلاف الداخلي، الذي صار الآن مكشوفًا، هو الغلاف الخارجي، لأنه أبعد غلاف عن النواة ويحتوي على بعض الإلكترونات. ويمكننا إزالة الغلاف الخارجي الفارغ بأكمله إذا أردنا.

لقد أوضحت ذلك في أحد الأمثلة، لكن ضع في اعتبارك أن معظم العناصر تظهر عادة سلوكًا واحدًا فقط من الاثنين؛ فإما أن تكتسب إلكترونات لتملأ الغلاف وإما أن تفقد إلكترونات لتفرغ الغلاف. وبما أن الإلكترونات الموجودة في الغلاف الخارجي هي التي تظهر هذا السلوك المميز، فلها اسم خاص بها، وهو إلكترونات التكافؤ. ويعرف الغلاف الخارجي للذرة أو الأيون باسم غلاف التكافؤ. لكن هناك مشكلة أخرى، إذ لا تستوعب جميع الأغلفة العدد نفسه من الإلكترونات، ومن الصعب تذكر الأعداد بالضبط. لحسن الحظ، ثمة حيلة بسيطة لحل ذلك.

يمتلئ الغلاف الإلكتروني الأول بإلكترونين، بينما يمتلئ الغلاف الثاني بثمانية إلكترونات. لكن يمكن للغلاف الثالث استيعاب 18 إلكترونًا. ومع ذلك، هذه الأماكن العشرة الأخيرة تمتلئ فقط عندما تصبح الذرات أكبر. لذا نقول أحيانًا إن الغلاف الإلكتروني الثالث يستوعب ثمانية إلكترونات فقط. وهذا مفيد لأنه يساعدنا في صياغة قاعدة الثمانيات التي تنص على أن الذرة ستتفاعل للحصول على ثمانية إلكترونات في غلافها الخارجي. والتوزيع الإلكتروني النهائي يماثل عادة التوزيع الإلكتروني لغاز نبيل.

عند تجميع العناصر واستخدام قاعدة الثمانيات، يمكننا توقع السلوك الكيميائي لهذه العناصر، وإن كانت العناصر من الليثيوم إلى البورون تفقد عادة إلكترونات للحصول على التوزيع الإلكتروني للهليوم الذي يحتوي على إلكترونين في غلافه الخارجي. ويمكننا استخدام قاعدة الثمانيات لتوقع السلوك الكيميائي لهذه العناصر بنسبة كبيرة. ومن غير المنطقي تطبيق قاعدة الثمانيات على الغازات النبيلة نظرًا لاكتمال الأغلفة الخارجية لذراتها. وبعض العناصر المخلقة نادرة للغاية وغير مستقرة لدرجة لا يهمنا معها الطريقة التي تنطبق بها القاعدة عليها. كما أن السلوك الإلكتروني لعناصر الفئتين ‪f‬‏ و‪d‬‏ معقد لدرجة لا يمكن معها الاعتماد على قاعدة الثمانيات.

يمكننا النظر إلى مجموعة مكونة من العديد من العناصر لنرى عدد الإلكترونات التي تنقص الذرات حتى يمتلئ الغلاف الخارجي، أو الإلكترونات التي يحتمل أن تفقدها من غلافها الخارجي. عند التفاعل، تفقد ذرات الفلزات القلوية الموجودة في المجموعة الأولى إلكترونًا واحدًا. هذا يجعل غلافها الخارجي ممتلئًا‪‎‬‏، وتوزيعها الإلكتروني يماثل غازًا نبيلًا، وشحنتها واحد موجب. بالنسبة للفلزات القلوية الأرضية، التي تحتوي على إلكترونين في غلافها الخارجي، فإن ذراتها تفقد على الأرجح هذين الإلكترونين وتكون أيونات شحنتها اثنين موجب. وذرات العناصر في المجموعة الـ 13 ، التي تعرف أيضًا بالمجموعة الثالثة، تكون أيونات شحنتها ثلاثة موجب، وتفقد ثلاثة إلكترونات. لكن كلما كان العنصر أقرب إلى أعلى الجدول الدوري، زادت احتمالية تكوينه رابطة تساهمية لا أيونية.

أما العناصر الموجودة في المجموعة الـ 14 ، مثل الكربون والرصاص، فتكون أيونات شحنتها أربعة موجب في بعض الظروف، وتكون أربعة سالب في ظروف نادرة للغاية. ومرة أخرى، العناصر الأقرب إلى أعلى الجدول الدوري تميل إلى الترابط تساهميًّا أكثر من الترابط أيونيًّا. من ناحية أخرى، تكتسب ذرات العناصر في المجموعة الـ 15 ثلاثة إلكترونات لتكوين أنيونات شحنتها ثلاثة سالب. وتميل عناصر المجموعة الـ 16 لاكتساب إلكترونين مكونة أنيونات شحنتها اثنان سالب. وتوجد الهالوجينات، وهي العناصر الموجودة في المجموعة الـ 17 والمعروفة أيضًا بالمجموعة السابعة، في صورة أنيونات شحنتها واحد سالب.

لكن يظل السؤال: أي العناصر يكون رابطة أيونية، وأيها يكون رابطة تساهمية؟ يمكننا تصنيف العناصر الموجودة في الجدول الدوري إلى عناصر فلزية وعناصر لا فلزية. وكقاعدة عامة، لا تتكون الروابط الأيونية إلا عندما يجتمع لا فلز وفلز في المركب نفسه. واللافلزات الموجودة في صورة نقية أو مقترنة بلا فلزات أخرى تكون عادة روابط تساهمية. ونرى الروابط الفلزية في الفلزات النقية والسبائك. ويعد كلوريد الصوديوم وفلوريد الليثيوم مثالين جيدين على أزواج اللافلزات والفلزات التي تكون روابط أيونية. ويكون غاز الفلور وكلوريد الهيدروجين رابطة تساهمية. ونرى تكون الروابط الفلزية في الفلزات النقية أو السبائك مثل النحاس الأصفر، وهو خليط من النحاس والزنك.

الأمر التالي الذي علينا النظر فيه هو كيفية تمثيل الروابط الأيونية. إحدى الطرق المباشرة لتمثيل الرابطة الأيونية هي استخدام مخططات الغلاف الإلكتروني. هناك عدة طرق لإنشاء هذه المخططات، وفيما يلي بعض منها. يمكن تمثيل النوى باستخدام رمز العنصر، أو في صورة شحنة، أو بعدد البروتونات. يمكن وضع الشحنة الكلية خارج القوسين أو إرفاقها بالرمز في المنتصف. ويمكن تمثيل الإلكترونات برموز أخرى للإشارة إلى مصدرها. ويمكن استبعاد أغلفة الإلكترونات الداخلية أو غير التكافؤية من المخطط.

يمكننا تبسيط الأمور أكثر باستخدام مخطط لويس النقطي أو التمثيل النقطي للإلكترونات. في هذين المخططين، توضع رموز العناصر على النوى. لكن الشحنات قد تكون على رمز العنصر أو خارج القوسين. كما نمثل إلكترونات التكافؤ في صورة نقاط حول رموز العناصر موزعة في أزواج حيثما أمكن. والآن، قبل تناول أي أمثلة، علينا تناول أمرين آخرين. وهما البنى التي تكونها الأيونات، والخواص التي تظهر نتيجة لهذه البنى.

بخلاف ما يحدث في الرابطة التساهمية، تجذب الأيونات بعضها بعضًا في جميع الاتجاهات، ويمكن لأيون واحد له شحنة أن يجذب أيونات متعددة لها الشحنة المعاكسة. وعندما تصل هذه الأيونات، تبدأ في جذب الأيونات الموجبة بدورها، وتتكدس الطبقات. ولن يمضي وقت طويل حتى تتكون بلورة. هذه البنية المنتظمة هي ما نسميه الشبيكة. لكن بالطبع هذا الرسم ثنائي الأبعاد فقط، والذرات والأيونات ثلاثية الأبعاد. وهذا النوع من البنى الثلاثية الأبعاد هو ما نعنيه عندما نرسم هذه المخططات الثنائية الأبعاد. ويمكن أن تستمر هذه الشبيكات إلى ما لا نهاية تقريبًا.

إذن، على عكس المركبات التساهمية، المركبات الأيونية ليس لها صيغة جزيئية. بدلًا من ذلك، نجد وحدة التكرار التي تصف الشبيكة بأكملها. ووحدة الصيغة للمركب الأيوني هي نفسها صيغته الأولية، وهي أبسط نسبة بين العناصر في المركب.

وأخيرًا، نصل إلى خواص المركبات الأيونية. توجد مجموعة كبيرة من المركبات الأيونية تتراوح من مركبات بسيطة، مثل كلوريد الصوديوم، إلى مركبات أكثر تعقيدًا، مثل نيترات الأمونيوم. لكنها، بصفة عامة، مواد صلبة في درجة حرارة الغرفة وتتميز بدرجة انصهار عالية بسبب الرابطة الأيونية القوية. ويذوب الكثير منها في الماء. فالماء جزيء قطبي يتكون من أجزاء موجبة الشحنة وأخرى سالبة الشحنة، ما يساعد على استقرار الأيونات في المحلول. والآن، لنتناول بعض التمارين.

أي العبارات الآتية تفسر لماذا لا تكون ذرات النيون روابط أيونية؟ (أ) ذرات النيون بها إلكترونات غير متمركزة. (ب) ذرات النيون يجب أن تكتسب أو تفقد أربعة إلكترونات لتحتوي على ثمانية إلكترونات مستقرة في غلافها الخارجي. (ج) ذرات النيون بها ثمانية إلكترونات مستقرة في غلافها الخارجي. (د) ذرات النيون تكون مركبات فلزية كثيفة. (هـ) ذرات النيون تساهم بالإلكترونات لتكون مركبات تساهمية.

النيون هو عنصر موجود في المجموعة الـ 18 التي تعرف أيضًا بالمجموعة الثامنة في الجدول الدوري. العدد الذري للنيون هو 10. هذا يعني أن ذرة النيون تحتوي على 10 بروتونات في نواتها. وبما أن الذرات بطبيعتها متعادلة، فسنحتاج إلى 10 إلكترونات أيضًا. إذن تتكون ذرات النيون من نواة شحنتها 10 موجب يحيط بها 10 إلكترونات في سحابة إلكترونية. الروابط الأيونية هي حالات من الجذب الكهروستاتيكي بين الأيونات الموجبة والسالبة. قد تفقد الذرات الإلكترونات أو تكتسبها لتكوين أيونات موجبة أو سالبة.

علينا هنا النظر إلى العبارات الخمس لإيجاد العبارة التي تفسر حقيقة عدم تكوين ذرات النيون للروابط الأيونية. أولًا سيكون من المفيد تذكر أن النيون هو أحد الغازات النبيلة المعروفة بعدم تكوين أي روابط على الإطلاق، مع وجود بعض الاستثناءات. لكن، بشكل عام، يوجد النيون على هيئة ذرات منفردة. تشير العبارة (أ) إلى أن ذرات النيون بها إلكترونات غير متمركزة. عند التفكير في الترابط، نفكر عادة في الرابطة الفلزية عند تناول الإلكترونات غير المتمركزة. لكن النيون، كونه غازًا أحادي الذرة، ليس لديه إلكترونات غير متمركزة، وبذلك يمكننا استبعاد هذه الإجابة.

تقول العبارة الثانية إن ذرات النيون يجب أن تكتسب أو تفقد أربعة إلكترونات لتحتوي على ثمانية إلكترونات مستقرة في غلافها الخارجي. يعرف الغلاف الخارجي أيضًا بغلاف التكافؤ. تشير كلمة «ثمانية» في هذه العبارة إلى قاعدة الثمانيات التي تنص على أن الذرات تتفاعل عادة لاكتساب ثمانية إلكترونات في غلافها الخارجي. لكي نتأكد من ذلك، علينا أن نضع إلكترونات ذرة النيون في أغلفتها. يمكن للغلاف الإلكتروني الأول استيعاب إلكترونين على أقصى تقدير، وبذلك يتبقى لدينا ثمانية إلكترونات. ويمتلئ الغلاف الإلكتروني الثاني بكل هذه الإلكترونات الثمانية فقط. بذلك نكون قد مثلنا أماكن جميع الإلكترونات العشرة.

ثمانية إلكترونات هي مجموعة ثمانية، والغلاف الإلكتروني الثاني لذرة النيون هو الغلاف الخارجي. لذا لا حاجة إلى فقد أو اكتساب إلكترونات في هذا الغلاف لتكوين مجموعة ثمانية. لكن، على سبيل المثال، إذا كنا نتعامل مع ذرات السليكون ذات التوزيع الإلكتروني اثنان، ثمانية، أربعة، يمكن للذرة فقد أربعة إلكترونات ليصبح التوزيع اثنين، ثمانية أو اكتساب أربعة إلكترونات ليصبح التوزيع اثنين، ثمانية، ثمانية. تقول العبارة (ج) إن ذرات النيون تحتوي بالفعل على ثمانية إلكترونات في غلافها الخارجي. هذا صحيح. إن الإلكترونات الثمانية في ذرة النيون تشكل مجموعة مستقرة، ومن ثم لا يتفاعل النيون لفقد إلكترونات أو اكتسابها وتكوين روابط أيونية.

لكن، من باب الاحتياط، دعونا نلقي نظرة على الإجابتين الأخريين. لقد ذكرنا من قبل أن النيون لا فلز. فهو غاز أحادي الذرة عمومًا، ومن ثم فإن الإجابة الرابعة غير صحيحة. ولن تكون ذرات النيون بنى تساهمية وتسهم بالإلكترونات لأن لها بالفعل غلافًا خارجيًّا ممتلئًا. إذن العبارة التي تفسر لماذا لا تكون ذرات النيون روابط أيونية هي أن ذرات النيون تحتوي بالفعل على ثمانية إلكترونات مستقرة في غلافها الخارجي.

في النهاية، دعونا نلقي نظرة على النقاط الرئيسية. الرابطة الأيونية هي التجاذب الكهروستاتيكي بين أيونين لهما شحنتان متضادتان. يعرف الأيون الموجب الشحنة بالكاتيون، ويعرف الأيون السالب الشحنة بالأنيون. عندما تتفاعل الذرات، قد تكتسب أو تفقد إلكترونات لتكوين الأنيونات أو الكاتيونات. يمكننا استخدام قاعدة الثمانيات لمعرفة ما إذا كانت الذرة ستكون أنيونًا أو كاتيونًا، بما أن الذرات تتفاعل عادة للحصول على ثمانية إلكترونات تكافؤ.

البنى الأيونية، أي البنى الناتجة عن الروابط الأيونية، تتكون من شبيكات ثلاثية الأبعاد من الكاتيونات والأنيونات. وبالنسبة للمركبات الأيونية، وحدة الصيغة هي نفسها الصيغة الأولية، وهي أقل نسبة بين العناصر في المركب.