خصائص الرابطة الأيونية ، وكيف يتم تشكيلها ، والتصنيف والأمثلة

ال الرابطة الأيونية هو أنه في حالة عدم وجود مشاركة عادلة لزوج من الإلكترونات بين ذرتين. عندما يحدث هذا ، فإن أحد الأنواع ، الأقل إلكترونيا ، يكتسب شحنة كهربائية موجبة ، في حين أن الأنواع الأكثر إلكترونيا تنتهي بشحنة كهربائية سالبة..

إذا كان A هو النوع موجب الشحنة الكهربائية, و X الكهربائي ، ثم عندما تتشكل الرابطة الأيونية بينهما تتحول إلى أيونات A⁺ و X^-. A⁺ هو الأنواع المشحونة إيجابيا ، والتي تسمى الكاتيون ؛ و X^- هي الأنواع المشحونة سالبًا ، الأنيون.

تُظهر الصورة العليا رابطًا أيونيًا عامًا لأي نوعين A و X. تشير الأقواس الزرقاء إلى أنه لا يوجد رابط تساهمي واضح بين A و X ؛ بمعنى آخر ، لا يوجد وجود A-X.

لاحظ أن أ⁺ يفتقر إلى الإلكترونات التكافؤ ، في حين X^- إنه محاط بثمانية إلكترونات ، أي أنها تتوافق مع قاعدة الثمانيت وفقًا لنظرية رابطة التكافؤ (TEV) وهي أيضًا غير إلكترونية للغاز النبيل في الفترة المقابلة لها (هو ، ني ، أر ، إلخ).

من الإلكترونات الثمانية ، اثنان منهم أخضر. لأي غرض يختلف عن بقية النقاط الزرقاء؟ للتأكيد على أن الزوج الأخضر هو في الواقع الإلكترونات التي يجب مشاركتها في رابطة A-X إذا كانت تساهمية بطبيعتها. حقيقة لا يحدث في الرابط الأيوني.

تتفاعل A و X من خلال قوى الجذب الكهروستاتيكي (قانون كولوم). هذا يفرق المركبات الأيونية عن تلك التساهمية في العديد من خواصها الفيزيائية ، مثل نقطة الانصهار والغليان.

مؤشر

• 1 خصائص الرابطة الأيونية
• 2 كيف يتم تشكيلها?
  • 2.1 المعادن القلوية والهالوجين
  • 2.2 القلويات والمعادن المسرطنة
  • 2.3 المعادن الأرضية القلوية مع الهالوجينات والطباشير
• 3 التصنيف
• 4 سلوك الإلكترونات في الرابطة الأيونية
• 5 أمثلة على الروابط الأيونية
• 6 المراجع

خصائص الرابطة الأيونية

-الروابط الأيونية ليست اتجاهية ، أي أنها تمارس قوة ثلاثية الأبعاد قادرة على إنشاء ترتيب بلوري ، مثل كلوريد البوتاسيوم الملحوظ في الصورة أعلاه.

-تشير الصيغ الكيميائية التي تحتوي على المركبات الأيونية إلى نسبة الأيونات وليس روابطها. لذلك ، KCl يعني أن هناك كاتيون ك⁺ لكل Cl أنيون^-.

-الروابط الأيونية ، بما أن لها تأثير ثلاثي الأبعاد على أيوناتها ، تولد هياكل بلورية تتطلب طاقة ذوبان كبيرة. بمعنى آخر ، تظهر نقاط انصهار وغليان عالية على عكس المواد الصلبة حيث تسود الروابط التساهمية.

-معظم المركبات التي تتفاعل مع الروابط الأيونية قابلة للذوبان في الماء أو في المذيبات القطبية. وذلك لأن جزيئات المذيبات يمكنها أن تحيط الأيونات بفعالية ، وتمنعها من الالتقاء مرة أخرى لتشكيل الترتيب البلوري الأولي.

-تنشأ الرابطة الأيونية بين الذرات مع وجود فجوة كبيرة بين نشاطاتها الكهربي: معدن وغير معدني. على سبيل المثال ، K عبارة عن معدن قلوي ، بينما Cl هو عنصر هالوجين غير معدني.

كيف يتم تشكيلها?

في الصورة أعلاه ، يمثل A معدنًا و X ذرة غير معدنية. لكي يحدث الرابطة الأيونية ، يجب أن يكون الاختلاف في الكهربية بين A و X بحيث يكون تبادل زوج الإلكترون للرابطة صفرًا. هذا يعني أن X سوف تبقي زوج الإلكترون.

ولكن من أين يأتي الزوج الإلكتروني؟ في الأساس ، من الأنواع المعدنية. بما أنه بهذه الطريقة ، فإن إحدى نقطتي اللون الأخضر هي إلكترون يتم نقله من المعدن A إلى X غير المعدني ، وقد ساهم هذا الأخير في الإلكترون الإضافي لإكمال الزوج..

إذا كان الأمر كذلك ، فما هي المجموعات في الجدول الدوري التي تنتمي إليها A أو X؟ نظرًا لأن A اضطر إلى نقل إلكترون واحد ، فمن المحتمل جدًا أنه معدن من المجموعة IA: المعادن القلوية (Li، Na، K، Rb، Cs، Fr).

في حين أن X ، عند وصولها إلى ثُمَّان التكافؤ عن طريق إضافة إلكترون ، فهي عنصر هالوجين ، من عناصر مجموعة VIIA.

المعادن القلوية و الهالوجينات

المعادن القلوية لها تكوين التكافؤ ن¹. بفقدان ذلك الإلكترون المفرد وتصبح أيونات أحادية ذرة م⁺ (لي⁺, نا⁺, K⁺, الروبيديوم⁺, خدمات العملاء⁺, الاب⁺) يصبح الكترونيا للغاز النبيل الذي يسبقهم.

الهالوجين ، من ناحية أخرى ، لديها تكوين التكافؤ ن²أرستها⁵. لتكون إلكترونياً للغاز النبيل الذي يأتي ، يجب عليهم الحصول على إلكترون إضافي للحصول على تكوين ns²أرستها⁶, الذي المجاميع ثمانية الإلكترونات.

تستفيد كل من المعادن القلوية والهالوجينات من تكوين الرابطة الأيونية لهذا السبب ، ناهيك عن الاستقرار النشط الذي يوفره الترتيب البلوري.

لذلك ، فإن المركبات الأيونية التي يتكون منها فلز قلوي وهالوجين لها دائمًا تركيبة كيميائية من نوع MX.

القلوية والمعادن المسرطنة

تحتوي العناصر المكونة للعناصر الأساسية أو عناصر مجموعة VIA (O و S و Se و Te و Po) ، على عكس الهالوجينات ، على تكوين التكافؤ²أرستها⁴. لذلك ، فإنه يتطلب إلكترونين إضافيين بدلاً من إلكترون واحد ليتوافق مع ثمان التكافؤ. لتحقيق ذلك بمساعدة المعادن القلوية ، يجب أن يحصلوا على إلكترون من اثنين منهم.

لماذا؟ لأنه ، على سبيل المثال ، يمكن أن ينتج الصوديوم إلكترون واحد ، Na ∙. ولكن إذا كان هناك صوديوم هما Na و Na و Na ، فقد يستقبل O الإلكترونات ليصبح الأنيون O^2-.

هيكل لويس للمنتج الناتج سيكون Na⁺ O^2- نا⁺. لاحظ أنه لكل أكسجين يوجد أيون صوديوم ، وبالتالي فإن الصيغة هي Na₂O.

يمكن استخدام نفس التفسير للمعادن الأخرى وأيضًا للعناصر الأخرى.

ومع ذلك ، فإن السؤال الذي يطرح نفسه: هل مزيج من كل هذه العناصر تنشأ مركب أيوني؟ هل ستكون هناك روابط أيونية؟ لهذا ، سيكون من الضروري مقارنة السلبيات الإلكترونية لكل من المعدن M والعناصر المهدرة. إذا كانت مختلفة تمامًا ، فستكون هناك روابط أيونية.

المعادن الأرضية القلوية مع الهالوجينات والطباشير

المعادن الأرضية القلوية (السيد Becamgbara) لديها التكوين التكافؤ ن². من خلال فقدان اثنين فقط من الإلكترونات ، فإنها تصبح أيونات M²⁺ (كن²⁺, ملغ²⁺, كاليفورنيا²⁺, ريال²⁺, با²⁺, رع²⁺). ومع ذلك ، فإن الأنواع التي تقبل إلكتروناتها قد تكون عبارة عن هالوجين أو طباشيري.

في حالة الهالوجينات ، هناك حاجة إلى اثنين منهم لتشكيل مركب ، لأنهم لا يستطيعون بشكل فردي قبول إلكترون واحد. وبالتالي ، فإن المركب سيكون: X^- M²⁺ X^-. X يمكن أن يكون أي من الهالوجينات.

وأخيرًا ، بالنسبة لحالة المسعرات ، القدرة على قبول إلكترونين ، يكفي أحدهما لتشكيل الرابطة الأيونية: M²⁺O^2-.

تصنيف

لا يوجد تصنيف للرابطة الأيونية. ومع ذلك ، قد يختلف هذا اعتمادًا على الشخصية التساهمية. ليست كل الروابط أيونية بنسبة مئة في المائة ، ولكنها تظهر ، على الرغم من أنها قليلة جدًا ، نتاج ذات طابع تساهمي لاختلاف في السعة الكهربية غير المميزة.

هذا هو ملحوظ قبل كل شيء مع الأيونات الصغيرة جدا وبشحنات عالية ، مثل Be²⁺. تشوه الكثافة العالية للشحنة السحابة الإلكترونية لـ X (F ، Cl ، إلخ) ، بطريقة تجعلها تشكّل رابطة ذات طابع تساهمي عالٍ (ما يعرف باسم الاستقطاب).

لذلك ، BeCl₂ على الرغم من أنه يبدو أنه أيوني ، إلا أنه في الواقع مركب تساهمي.

ومع ذلك ، يمكن تصنيف المركبات الأيونية وفقا لأيوناتها. إذا كانت هذه الذرات تتكون من ذرات بسيطة مشحونة بالكهرباء ، فإننا نتحدث عن أيونات أحادية الذرات ؛ بينما إذا كان الجزيء الحامل لشحنة ، سواء كانت موجبة أو سلبية ، فإننا نتحدث عن أيون متعدد الذرات (NH)₄⁺, NO₃^-, SW₄^2-, وما إلى ذلك).

سلوك الإلكترونات في الرابطة الأيونية

تبقى الإلكترونات الموجودة في الرابطة الأيونية بالقرب من نواة الذرة الأكثر إلكترونيا. منذ هذا الزوج من الإلكترونات لا يمكن الهروب من X^- لربط تساهمي مع أ⁺, التفاعلات الكهروستاتيكية تدخل في الاعتبار.

الكاتيونات أ⁺ صد الآخرين أ⁺, ويحدث ذلك أيضًا مع الأنيونات X^- مع الآخرين. تسعى الأيونات إلى تسوية حالات الطرد إلى الحد الأدنى من القيمة ، بحيث تسود القوى الجذابة على القوى البغيضة ؛ وعندما يتمكنوا من تحقيق ذلك ، ينشأ الترتيب البلوري الذي يميز كل من المركبات الأيونية.

من الناحية النظرية ، فإن الإلكترونات محصورة داخل الأنيونات ، وبما أن الأنيونات تظل ثابتة في الشبكة البلورية ، فإن الموصلية الخاصة بالأملاح في الطور الصلب منخفضة جدًا..

ومع ذلك ، يزداد عندما تذوب ، حيث يمكن للأيونات أن تهاجر بحرية وكذلك الإلكترونات التي يمكن أن تتدفق جذبتها الشحنات الإيجابية.

أمثلة على الروابط الأيونية

تتمثل إحدى طرق تحديد المركبات الأيونية في ملاحظة وجود معدن وأنيون غير معدني أو متعدد الذرات. بعد ذلك ، احسب بأي من المقاييس الحيوية للكهرباء فرق الفرق بين هذه القيم لـ A و X. إذا كان هذا الفرق أكبر من 1.7 ، فهو مركب ذو روابط أيونية..

ومن الأمثلة على ذلك ما يلي:

KBr: بروميد البوتاسيوم

BEF₂: فلوريد البريليوم

نا₂O: أكسيد الصوديوم

لي₂يا: أكسيد الليثيوم

K₂O: أكسيد البوتاسيوم

أهداب الشوق: أكسيد المغنيسيوم

الكاف₂: فلوريد الكالسيوم

نا₂S: كبريتيد الصوديوم

NaI: يوديد الصوديوم

CSF: فلوريد السيزيوم

أيضا ، المركبات الأيونية مع أيونات متعددة الذرات قد تكون موجودة:

النحاس (لا₃)₂: نترات النحاس (II)

NH₄Cl: كلوريد الأمونيوم

CH₃COONa: خلات الصوديوم

ريال₃(أ ف ب₄)₂: فوسفات السترونتيوم

CH₃COONH₄: خلات الأمونيوم

ليوه: هيدروكسيد الليثيوم

برمنجنات₄: برمنجنات البوتاسيوم

مراجع

1. بياض ، ديفيس ، بيك وستانلي. الكيمياء. (الطبعة الثامنة). CENGAGE التعلم ، ص 251-258.
2. كيمياء LibreTexts. الروابط الأيونية والتساهمية. مأخوذة من: chem.libretexts.org
3. الكيمياء 301. (2014). الرابطة الأيونية. مأخوذة من: ch301.cm.utexas.edu
4. Helmenstine ، آن ماري ، دكتوراه (16 أغسطس 2017. أمثلة على السندات والمركبات الأيونية.) مأخوذة من: thinkco.com
5. TutorVista. (2018). الرابطة الأيونية. مأخوذة من: chemistry.tutorvista.com
6. كريس ب. شالر ، دكتوراه IM7. ما هي الروابط الأيونية والتي هي التساهمية? مأخوذة من: employees.csbsju.edu