تويت
تشكيل الأيون
تُعد الروابط الأيونية صنفًا من أصناف الروابط الكيميائية الناتجة عن تبادل إلكترون أو أكثر من إلكترونات التكافؤ بين الذرات، وعادة ما تكون من ذرة معدنية إلى ذرة أخرى لا معدنية. يسبب تبادل الإلكترونات هذا جاذبية كهروستاتيكية بين الذرتين تسمى الرابطة الأيونية. تُعرف الذرة التي تفقد إلكترونًا واحد أو أكثر من إلكترونات التكافؤ لتصبح أيونًا موجب الشحنة باسم الكاتيون Cation، بينما تُعرف الذرة التي تكتسب الإلكترونات وتصبح سالبة الشحنة باسم الأنيون Anion. يسمح تبادل إلكترونات التكافؤ هذه للأيونات بتحقيق تكوينات إلكترونية تحاكي تكوينات الغازات النبيلة وبالتالي تحقيق قاعدة الثمانيات Octet Rule.
تنص قاعدة الثمانيات على أن الذرة تكون أكثر استقرارًا عند وجود ثمانية إلكترونات في غلاف التكافؤ. تميل الذرات التي تحتوي على أقل من ثمانية إلكترونات إلى تحقيق قاعدة الثنائيات بوجود إلكترونين في غلاف التكافؤ. من خلال تحقيق قاعدة الثنائيات أو قاعدة الثمانيات تكون الأيونات أكثر استقرارًا.
يشار إلى الكاتيون بالإشارة الموجبة التي تكتب أعلى يمين الذرة، بينما يشار إلى الأنيون بالإشارة السالبة التي تكتب أيضًا أعلى يمين الذرة. على سبيل المثال، إذا فقدت ذرة الصوديوم إلكترونًا واحدًا فستحتوي على بروتون واحد أكثر من الإلكترون ما سيعطيها شحنة 1+ بالمحصلة.
الرمز الكيميائي لأيون الصوديوم هو Na + 1 أو Na + فقط. وعلى نحو مماثل، إذا اكتسبت ذرة الكلور إلكترونًا إضافيًا فستصبح أيون الكلوريد Cl-. تتشكل كلا الأيونات لأن الأيون أكثر استقرارًا من الذرة بسبب قاعدة الثمانيات.
تشكيل الروابط الأيونية:
بمجرد تشكيل الأيونات ذات الشحنات المتعاكسة، فإنها تتجاذب بفعل شحناتها الموجبة والسالبة وتشكل مركبًا أيونيًا. تتشكل الروابط الأيونية أيضًا عندما يكون هناك اختلاف كبير في الكهروسلبية Electronegativity بين ذرتين.
يؤدي هذا الاختلاف في الكهروسلبية إلى مشاركة غير متساوية للإلكترونات، بحيث تفقد إحدى الذرات إلكترونًا واحدًا أو أكثر، بينما تكتسب الذرة الأخرى إلكترونًا واحدًا أو أكثر. كمثال على ذلك، تكوين رابطة أيونية بين ذرة معدنية (الصوديوم) وذرة لا معدنية (الفلور).
تحديد صيغة المركب الأيوني
لتحديد الصيغ الكيميائية للمركبات الأيونية، يجب تحقيق الشرطين التاليين:
1- يجب أن يحقق كل أيون قاعدة الثمانيات للحصول على أقصى قدر من الاستقرار.
2- تتحد الأيونات بطريقة ما بحيث يكون المركب الأيوني متعادل الشحنة بالمحصلة، بعبارة أخرى؛ يجب أن تتوازن شحنات الأيونات.
يتحد المغنيزيوم والفلور لتكوين مركب أيوني. ما هي صيغة المركب؟
يشكل المغنيزيوم عادة أيون 2+، لأن لديه إلكترونيّ تكافؤ ويود التخلص منهما لتحقيق قاعدة الثمانيات. يحتوي الفلور على سبعة إلكترونات تكافؤ، وعادةً ما يشكّل أيون الفلوريد السالب F – لأنه يكسب إلكترونًا واحدًا لتحقيق قاعدة الثمانيات.
عندما يتحد أيون المغنيزيوم وأيون الفلوريد لتشكيل مركب أيوني، يجب إلغاء الشحنات. لذلك كل أيون مغنيزيوم يحتاج إلى أيونين من الفلوريد لمعادلة الشحنة. الشحنة الثنائية الموجبة من المغنيزيوم متوازنة من خلال وجود اثنين من أيونات الفلوريد سالبة الشحنة. لذلك تكون صيغة المركب هي MgF2. يشير الرقم 2 إلى وجود ذرتي فلور مرتبطتين أيونيًا بالمغنيزيوم.
على النطاق المجهري، تشكل المركبات ذات الروابط الأيونية (المركبات الأيونية) بُنى شبكية بلورية تتميز بدرجتي انصهار وغليان عاليتين وموصلية كهربائية جيدة عند الذوبان أو الانحلال.