المركبات الأيونية

المركبات الأيونية
في هذا الفصل والذي يليه ستتعرف على طريقة ارتباط الذرات .

عندما ننظر إلى الجدول الدوري ، نميز العناصر التي لا تميل للارتباط وتكوين مركبات .

هل تذكر اسم تلك المجموعة ؟
ما الذي يميز التركيب الإلكتروني لعناصر تلك المجموعة ؟

تعلمنا في السابق أن تلك الذرات والتي تمتلك مداراً أخيراً مكتملاً بالإلكترونات ، تُسمى الغازات النبيلة .
جميع ذرات الجدول الدوري تميل للارتباط بغيرها ليصبح تركيبها الإلكتروني مشابهاً لتركيب الغازات النبيلة .

الرابطة الأيونية :
تنشأ الرابطة الأيونية بين الفلزات واللافلزات .

لنأخذ على سبيل المثال كلوريد الصوديوم :

يحتوي المدار الأخير في ذرة الكلور على يحتوي المدار الأخير في ذرة الصوديوم على

( 7 ) إلكترونات . إلكترون. تمتلك ذرة الصوديوم ( 1 )
تمتلك ذرة الكلور ( 17 ) إلكترون ( 2 ، 8، 1 ).

إلكترون ( 2 ، 8 ، 7 ).
الذرتين تميلان للاستقرار بأن يصبح مدار كل منهما مكتملاً بالإلكترونات.
تسلك الذرتان الطريق الأسهل لإكمال مدارهما الأخير .
كيف تفعلان ذلك برأيك ؟
كيف يمكن أن يكتمل المدار الأخير لذرة الصوديوم ؟
كيف يمكن أن يكتمل المدار الأخير لذرة الكلور ؟
ذرات الفلزات تعطي إلكترونات لذرات اللافلزات.

لاحظ أن ذرة الصوديوم تحتوي على إلكترون واحد في مدارها الأخير .
أيهما أسهل لذرة الصوديوم أن تفقد إلكتروناً واحداً أم تكسب (7) إلكترونات ليصبح مدارها الأخير مكتملاً ؟

لاحظ أن ذرة الكلور تحتوي على (7) إلكترونات في المدار الأخير .
أيهما أسهل لذرة الكلور أن تفقد إلكتروناتها السبعة في مدارها الأخير أم تكسب إلكتروناً واحداً ليصبح مدارها الأخير ممتلئاً ؟
عندما تتفاعل ذرة الصوديوم تفقد إلكترونها الأخير ، وهذا يخلّف مداراً مكتملاً بالإلكترونات .

أين يذهب إلكترون ذرة الصوديوم باعتقادك ؟
تتقبل ذرة الكلور إلكتروناً من ذرة الصوديوم وهو كاف لإكمال مدارها الأخير .


تذكر أن جميع الذرات متعادلة ، فهي تمتلك عدداً متساوياً من الإلكترونات السالبة والبروتونات الموجبة، لذا تلغي كل شحنة نظيرتها المخالفة لها .

عندما نفقد ذرة الصوديوم إلكتروناً ، وتكسبه ذرة الكلور ، يختفي التعادل ، ولا تعود الشحنات السالبة مساوية للشحنات الموجبة في كل ذرة .

انظر إلى مجموع الشحنات لكل من الصوديوم والكلور .

تدعى الذرات حينئذٍ بالأيونات ، وتصبح شحنتها : Na+ ، Cl- .

تعلم بأن الشحنات المختلفة تتجاذب ، لذا فإن أيونات Na+ وأيونات Cl- تتجاذب بقوة ، يدعى هذا التجاذب بين الأيونات بالرابطة الأيونية .

تترابط ملايين من أيونات الصوديوم والكلور معاً لتكوين بلورات

مزيد من المركبات الأيونية :

شاهدنا كيف تشكلت الرابطة الأيونية في مركب كلوريد الصوديوم ، عندما يتشكل مركب كلوريد الصوديوم يشبع كلاً منهما المدار الأخير للآخر ، ويشكلان معاً مركباً صيغته NaCl .
يقع المغنيسيوم في المجموعة الثانية من الجدول الدوري ، لذلك فهو يمتلك إالكترونين في مداره الأخير .
كيف يمكن أن يصبح المدار الأخير للمغنيسيوم مكتملاً بالإلكترونات ؟
ماذا يحدث باعتقادك لو أن تفاعلاً حدث بين الكلور والمغنيسيوم بدلاً من الصوديوم ؟

ذرة كلور ( 2 ، 8 ، 7 ). ذرة مغنيسيوم ( 2 ، 8 ، 2 ).

انظر إلى المخطط أدناه :

أيون cl- ( 2 ، 8 ، 8 ) أيون mg +2 ( 2 ، 8 )
أيون cl- ( 2 ،8 ، 8 )

تفقد ذرة المغنيسيوم إلكترونين عندما تتفاعل مع ذرات الكلور ، ويحمل أيونها الشحنة +2 (Mg+2) وكما تلاحظ من الرسم السابق أن كل ذرة مغنيسيوم تشبع مدار ذرتي كلور ، لذا تصبح صيغة كلوريد المغنيسيوم MgCl2 .
والآن انظر لما يحدث عندما يتفاعل الصوديوم مع الأكسجين :
تمتلك ذرة الأكسجين (6) إلكترونات في مدارها الأخير .

ذرة أكسجين ( 2 ، 6 ) ذرة صوديوم ( 2، 8 ، 1 )
كيف يمكن أن يصبح مدارها الأخير مكتملاً ؟
انظر إلى المخطط التالي :




( 2 ، 8 ) Na+ أيون
( 2 ، 8 ) O-2 أيون
( 2 ، 8 ) Na+ أيون


كل ذرة اكسجين تكتسب إلكترونين من ذرتي صوديوم وتصبح حينئذ أيوناً سالباً شحنته -2 (O-2)
وتفقد كل ذرة صوديوم إلكتروناً واحداً وتصبح شحنته +1 (Na+) . لذلك تكون صيغة أكسيد الصوديوم Na2O
صيغ المركبات الأيونية :

شاهدنا كيف تكونت ثلاثة مركبات أيونية .
انظر إلى الأيونات التي تكونت في كل مركب منها .

المركب الأيوني الصيغة الأيونات المتكونة

كلوريد الصوديوم NaCl 1 ( Na+ ) ، 1 ( Cl- )
كلوريد المغنيسيوم MgCl2 1 ( Mg2+ ) ، 2 ( Cl- )
أكسيد الصوديوم Na2O 2 ( Na+ ) ، 1 ( O2- )

والآن احسب مجموع الشحنات في كل مركب .
ماذا تُلاحظ ؟
هل المركبات الثلاثة متزنة (مجموع الشحنات يساوي صفر) ؟
المركبات الأيونية متعادلة ، حيث تلغي الشحنات المختلفة بعضها .
وعلى هذا الأساس يمكن كتابة صيغة أي مركب أيوني .
مثال :
أكسيد المغنيسيوم
شحنة أيون المغنيسيوم +2 (Mg+2) .
شحنة أيون الأكسجين -2 (O-2) .
شحنة أيون مغنيسيوم تعادل شحنة أيون أكسجين (+2) + (-2) = صفر .
لذا تكون صيغة أكسيد المغنيسيوم MgO .

صيغة أكسيد المغنيسيوم MgO
مثال :
أكسيد الألومنيوم
شحنة أيون الألومنيوم +3 (Al+3) .
شحنة أيون الأكسجين -2 (O-2) .
كم عدد أيون الألومنيوم التي يمكن أن تعادل أيونات الأكسجين ؟
2(Al+3) تلغي شحنة 3(O-2)
2 × (+3) = +6
3 × (-2) = -6
(+6) + (-6) = صفر
لذا تكون صغية أكسيد الألومنيوم Al2O3 .


صيغة أكسيد الألومنيوم Al2O3
لاحظ دائماً أن رمز أيون الفلز يأتي قبل رمز أيون اللافلز في الصيغة .
حاول أن تكمل الجدول التالي :

أكسيد O-2 بروميد Br-i كلوريد Cl-i
Na2O NaCl صوديوم Na+i
MgCl2 مغنيسيوم Mg+2
Al2O3 ألومنيوم Al+3

خصائص المركبات الأيونية :

عند ارتباط الفلزات باللافلزات ، تفقد الفلزات إلكترونات بينما تكتسب اللافلزات تلك الإلكترونات ، وهذا يعني :
تكون الفلزات دائماً أيونات موجبة ، بينما تكون اللافلزات أيونات سالبة.
انظر إلى الصورة المجاورة لمركبين أيونيين :
هل ترى أي أوجه تشابه ؟

بلورات لمركبين أيونين .
يمكنك اختبار المركب الأيوني من خلال التجربة التالية :

تجربة 19 – 1 اختبار المركبات الأيونية .
1- انثر القليل من حبيبات ملح كلوريد الصوديوم فوق سطح شريحة مجهر .
انظر من خلال عدسة المجهر .
ما شكل تلك الحبيبات ؟
هل زوايا سطح الحبيبات متماثلة ؟
تُسمى المواد الصلبة ذات الزوايا المنتظمة بالبلورات .
2- سخِّن القليل من بلورات كلوريد الصوديوم بشدة في انبوب اختبار .
ماذا حدث ؟ هل يمتلك كلوريد الصوديوم درجة انصهار عالية ؟
3- أضف مقدار ملعقتين من كلوريد الصوديوم إلى دورق نصف مملوء بالماء . حرك المحلول بوساطة قضيب زجاجي .
ماذا حدث ؟ هل يذوب ملح الطعام في الماء ؟
4- رتب الدارة الكهربائية كما هو موضح في الشكل ، اغمس الأقطاب في كلوريد الصوديوم الصلب

هل يوصل كلوريد الصوديوم الصلب التيار ؟
5- أضف القليل من الماء إلى كلوريد الصوديوم الصلب ثم حرك المحلول .
هل أضاء المصباح ؟
هل يوصل محلول كلوريد الصوديوم التيار ؟

إليك خصائص المركبات الأيونية :

تتكون من بلورات .
لها درجات انصهار عالية .
ذائبة في الغالب في الماء .
توصل الكهرباء فقط عند صهرها أو إذابتها في الماء ، ولكنها لا توصل الكهرباء في حالة الصلابة
.
نأمل أن لا تمطر حتى لايحدث الفراق بين الزوجين السعيدين.

التركيب الأيوني العملاق :

بحث العلماء عن ترتيب الأيونات في بلورة المركب الأيوني لمساعدتهم على فهم سلوكها ، وقد وجدوا ضالتهم في تسليط أشعة سينية (أشعة اكس) على بلورة المركب الأيوني ، وقد تبين لهم أن المركبات الأيونية ذات تراكيب عملاقة فملايين الأيونات السالبة مرتبة بانتظام مع ملايين الأيونات الموجبة .
انظر إلى الشكل التالي :
جزء من تركيب الأيوني العملاق لبلورة كلوريد الصوديوم .
هل تُلاحظ الانتظام في ترتيب الأيونات ؟
يفسر هذا الانتظام الزوايا المنتظمة في بلورة المركب الأيوني .

لماذا تمتلك المواد الأيونية درجات انصهار عالية برأيك ؟
تذكر بأن الأيونات المتعاكسة تتجاذب بقوة لتكون رابطة أيونية قوية .
تخيل بأنك ترغب بفصل الأيونات في التركيب الأيوني العملاق !
بالتأكيد ستحتاج لطاقة عالية للتغلب على قوة التجاذب بين أيونات المركب الأيوني .
العديد من المركبات الأيونية تذوب في الماء ، ولفهم كيف تذوب في الماء ، علينا أن ننظر إلى تركيب جزيء الماء :

لا تتوزع إلكترونات الروابط في جزيء الماء بشكل منتظم فهي منزاحة قليلاً نحو ذرة الأكسجين ، لذلك فالأخيرة تحمل شحنة سالبة بينما تحمل ذرتي الهيدروجين شحنة موجبة

انظر إلى الشكل المجاور :

تنجذب جزيئات الماء المشحونة نحو الأيونات في التركيب الأيوني العملاق ، حيث تعمل هذه الجزيئات على سحب الأيونات من التركيب الأيوني العملاق ، فتصبح الأيونات حرة الحركة في المحلول .


الكيمياء في حياتنا : المركبات الأيونية – الهاليدات

تعد مركبات الهالوجينات – الهاليدات – من أهم المركبات الأيونية ، ومنها ملح كلوريد الصوديوم ، والذي تعرفت على استخداماته سابقاً ، وستتعرف الآن على مزيد من هذه الأملاح واستخداماتها .
فلوريد الصوديوم :
عندما تأكل قطعة حلوى تزداد احتمالية تعرض أسنانك للتسوس ، فبكتيريا التسوس تتغذى على السكر وتحوله إلى حمض يسبب التسوس للأسنان . تعمل أيونات الفلوريد على حماية الأسنان من التسوس ، فهي تدخل في تركيب مركبات الكالسيوم المكونة للأسنان مما يزيد من صعوبة مهاجمتها من قبل الحموض .

تعمل سلطات المياه في بعض الدول على إضافة الفلوريد إلى مياه الشرب ، ولكن زيادة نسبته في المياه يصبح ضاراً ، وقد أدى ذلك إلى جدال واسع حول ضرورة إضافة الفلوريد إلى مياه الشرب .
هاليدات الفضة :

تستخدم هاليدات الفضة في الأفلام الفوتوغرافية نظراً لتأثرها بالضوء . تتحول هاليدات الفضة إلى فضة عند تعرضها للضوء ، وهذا يفسر سبب استخدامها في الأفلام الفوتوغرافية .


خلاصة :

عندما تتفاعل الفلزات مع اللافلزات تتكون المركبات الأيونية ، حيث تعطي الفلزات إلكترونات إلى اللافلزات ، وهذا يكون أيونات فلزية موجبة وأخرى لافلزية سالبة الشحنة ، وعند انجذاب الأيونات المتعاكسة إلى بعضها تتكون رابطة قوية تعرف بالرابطة الأيونية .
تترتب الأيونات على شكل بلورات تتكون من تركيب أيوني عملاق .
خصائص المواد الأيونية :
توجد على شكل بلورات .
لها درجات انصهار عالية .
معظمها تذوب في الماء .
توصل التيار الكهربائي عند إذابتها في الماء أو عند صهرها ، ولكنها لا توصل في حالة الصلابة .