الرابطة الأيونية

📅 آخر تحديث: ٢ أغسطس ٢٠٢٦
✍️ نُشر في: ٢ أغسطس ٢٠٢٦
📷 يحتوي على 4 صور
الموسوعة الحرة

تخضع ذرات الصوديوم والفلور لتفاعل أكسدة- اختزال لتكوين أيونات الصوديوم وأيونات الفلوريد. يفقد الصوديوم إلكترونه الخارجي ليحصل على توزيع إلكتروني مستقر ، ويدخل هذا الإلكترون إلى ذرة الفلور في تفاعل طارد للحرارة . ثم تنجذب الأيونات ذات الشحنات المتعاكسة - والتي عادةً ما يكون عددها كبيرًا - إلى بعضها البعض لتكوين فلوريد الصوديوم الصلب .

الرابطة الأيونية نوع من الروابط الكيميائية التي تتضمن التجاذب الكهروستاتيكي بين أيونات ذات شحنات متضادة ، أو بين ذرتين مختلفتين اختلافًا كبيرًا في السالبية الكهربية ، [ 1 ] وهي التفاعل الأساسي في المركبات الأيونية . وهي أحد أنواع الروابط الرئيسية، إلى جانب الرابطة التساهمية والرابطة المعدنية . الأيونات هي ذرات (أو مجموعات من الذرات) تحمل شحنة كهروستاتيكية. الذرات التي تكتسب إلكترونات تُكوّن أيونات سالبة الشحنة (تُسمى أنيونات ). الذرات التي تفقد إلكترونات تُكوّن أيونات موجبة الشحنة (تُسمى كاتيونات ). يُعرف انتقال الإلكترونات هذا بالتكافؤ الكهربائي ، على عكس الرابطة التساهمية . في أبسط الحالات، يكون الكاتيون ذرة فلزية والأنيون ذرة لا فلزية ، ولكن يمكن أن تكون هذه الأيونات أكثر تعقيدًا، مثل الأيونات متعددة الذرات كالأمونيا ( NH₄⁺ ) أو الكبريتات ( SO₄²⁻ ) . بعبارة أبسط، تنشأ الرابطة الأيونية من انتقال الإلكترونات من معدن إلى لا فلز للحصول على غلاف تكافؤ كامل لكلا الذرتين.

لا يمكن أن توجد رابطة أيونية نقية - حيث ينقل ذرة أو جزيء إلكترونًا بالكامل إلى آخر - إذ تحتوي جميع المركبات الأيونية على درجة ما من الرابطة التساهمية أو مشاركة الإلكترونات. ولذلك، يُطلق مصطلح "الرابطة الأيونية" عندما تكون الصفة الأيونية أكبر من الصفة التساهمية، أي عندما يكون هناك فرق كبير في السالبية الكهربية بين الكاتيون والأنيون، مما يجعل الرابطة أكثر قطبية (أيونية) من الرابطة التساهمية حيث تُشارك الإلكترونات بشكل أكثر توازنًا. وتُسمى الروابط ذات الصفات الأيونية والتساهمية الجزئية بالروابط التساهمية القطبية . [ 2 ]

تُوصِّل المركبات الأيونية الكهرباء عندما تكون منصهرة أو في محلول، ولكنها لا تُوصِّلها عادةً عندما تكون صلبة. تتميز المركبات الأيونية عمومًا بارتفاع درجة انصهارها ، وذلك تبعًا لشحنة الأيونات التي تتكون منها. فكلما زادت الشحنة، زادت قوة قوى التماسك، وبالتالي ارتفعت درجة الانصهار. كما أنها تميل إلى الذوبان في الماء؛ وكلما زادت قوة قوى التماسك، انخفضت الذوبانية. [ 3 ]

ملخص

تميل الذرات التي تمتلك غلاف تكافؤ شبه ممتلئ أو شبه فارغ إلى أن تكون شديدة التفاعل . غالبًا ما تحتوي الذرات ذات السالبية الكهربية العالية (مثل الهالوجينات ) على إلكترون واحد أو اثنين فارغين فقط في غلاف تكافؤها ، وكثيرًا ما ترتبط بذرات أخرى أو تكتسب إلكترونات لتكوين أنيونات . أما الذرات ذات السالبية الكهربية المنخفضة (مثل الفلزات القلوية ) فلديها عدد قليل نسبيًا من إلكترونات التكافؤ ، والتي يمكن أن تفقدها الذرات ذات السالبية الكهربية العالية بسهولة. ونتيجة لذلك، تميل الذرات ذات السالبية الكهربية المنخفضة إلى تشويه سحابتها الإلكترونية وتكوين كاتيونات .

خصائص الروابط الأيونية

  • تُعتبر هذه الروابط من بين أقوى أنواع الروابط الكيميائية، وهذا ما يجعل المركبات الأيونية مستقرة للغاية في كثير من الأحيان.
  • تتميز الروابط الأيونية بطاقة رابطة عالية . طاقة الرابطة هي متوسط ​​كمية الطاقة اللازمة لكسر الرابطة في الحالة الغازية.
  • توجد معظم المركبات الأيونية في شكل بنية بلورية ، حيث تشغل الأيونات زوايا البلورة. وتسمى هذه البنية بالشبكة البلورية .
  • تفقد المركبات الأيونية بنيتها البلورية وتتفكك إلى أيونات عند ذوبانها في الماء أو أي مذيب قطبي آخر . تُسمى هذه العملية بالذوبان. وجود هذه الأيونات الحرة يجعل محاليل المركبات الأيونية المائية موصلات جيدة للكهرباء. يحدث الشيء نفسه عند تسخين المركبات فوق درجة انصهارها في عملية تُعرف بالانصهار .

تشكيل

تنشأ الرابطة الأيونية من تفاعل أكسدة-اختزال عندما تفقد ذرات عنصر (عادةً فلز ) ذي طاقة تأين منخفضة بعض إلكتروناتها لتحقيق توزيع إلكتروني مستقر. ينتج عن ذلك كاتيونات. تستقبل ذرة عنصر آخر (عادةً لا فلز) ذي ألفة إلكترونية أكبر إلكترونًا واحدًا أو أكثر لتحقيق توزيع إلكتروني مستقر ، فتتحول الذرة بعد ذلك إلى أنيون. عادةً ما يكون التوزيع الإلكتروني المستقر أحد توزيعات الغازات النبيلة لعناصر الفئتين s و p ، وتوزيعات إلكترونية مستقرة خاصة لعناصر الفئتين d و f . يؤدي التجاذب الكهروستاتيكي بين الأنيونات والكاتيونات إلى تكوين مادة صلبة ذات شبكة بلورية تتراص فيها الأيونات بشكل متناوب. في هذه الشبكة، لا يمكن عادةً تمييز الوحدات الجزيئية المنفصلة، ​​لذا فإن المركبات المتكونة ليست جزيئية. ومع ذلك، يمكن أن تكون الأيونات نفسها معقدة وتشكل أيونات جزيئية مثل أنيون الأسيتات أو كاتيون الأمونيوم.

تمثيل للرابطة الأيونية بين الليثيوم والفلور لتكوين فلوريد الليثيوم . يتميز الليثيوم بطاقة تأين منخفضة، فيتخلى بسهولة عن إلكترون التكافؤ الوحيد لذرة الفلور، التي تتمتع بألفة إلكترونية موجبة ، فتستقبل الإلكترون الممنوح من ذرة الليثيوم. والنتيجة النهائية هي أن الليثيوم متساوي الإلكترونات مع الهيليوم ، والفلور متساوي الإلكترونات مع النيون . يحدث تفاعل كهروستاتيكي بين الأيونين الناتجين، ولكن عادةً لا يقتصر التجمع على اثنين منهما، بل ينتج عنه تجمع في شبكة بلورية كاملة مترابطة بروابط أيونية.

على سبيل المثال، ملح الطعام الشائع هو كلوريد الصوديوم . عند اتحاد الصوديوم (Na) والكلور (Cl)، تفقد ذرات الصوديوم إلكترونًا واحدًا ، مكونةً كاتيونات (Na⁺ ) ، بينما تكتسب ذرات الكلور إلكترونًا واحدًا، مكونةً أنيونات (Cl⁻ ) . ثم تنجذب هذه الأيونات إلى بعضها بنسبة 1:1 لتكوين كلوريد الصوديوم (NaCl).

Na + Cl → Na + + Cl − → NaCl

مع ذلك، وللحفاظ على التعادل الكهربائي، تُراعى نسب دقيقة بين الأنيونات والكاتيونات، بحيث تخضع المركبات الأيونية، عمومًا، لقواعد القياس الكمي رغم أنها ليست مركبات جزيئية. أما بالنسبة للمركبات الانتقالية إلى السبائك والتي تمتلك روابط أيونية ومعدنية مختلطة، فقد لا ينطبق هذا الأمر. فالعديد من الكبريتيدات، على سبيل المثال، تُشكّل مركبات غير متكافئة.

تُعرف العديد من المركبات الأيونية باسم الأملاح ، حيث يمكن تكوينها أيضًا من خلال تفاعل التعادل بين قاعدة أرهينيوس مثل هيدروكسيد الصوديوم (NaOH) وحمض أرهينيوس مثل حمض الهيدروكلوريك (HCl).

NaOH + HCl → NaCl + H 2 O

ويقال أن ملح NaCl يتكون من الحمض Cl − والقاعدة Na + .

إن إزالة الإلكترونات لتكوين الكاتيون عملية ماصة للحرارة، مما يرفع الطاقة الكلية للنظام. وقد تحدث تغيرات في الطاقة أيضًا عند كسر الروابط الموجودة أو إضافة أكثر من إلكترون واحد لتكوين الأنيونات. ومع ذلك، فإن عملية استقبال الأنيون لإلكترونات التكافؤ من الكاتيون، وما يتبعها من تجاذب بين الأيونات، تُطلق طاقة الشبكة البلورية، وبالتالي تُخفض الطاقة الكلية للنظام.

لا يحدث الترابط الأيوني إلا إذا كان التغير الكلي في طاقة التفاعل مواتياً. عموماً، يكون التفاعل طارداً للحرارة، ولكن على سبيل المثال، يُعدّ تكوين أكسيد الزئبق (HgO) ماصاً للحرارة. تُعدّ شحنة الأيونات الناتجة عاملاً رئيسياً في قوة الرابطة الأيونية، فعلى سبيل المثال، يرتبط الملح C⁺A⁻ بقوى كهروستاتيكية أضعف بأربع مرات تقريباً من C²⁺A²⁻ وفقاً لقانون كولوم ، حيث يُمثل C وA كاتيوناً وأنيوناً على التوالي. يُهمل في هذه الحجة المبسطة أحجام الأيونات والترتيب المحدد للشبكة البلورية.

الهياكل

في شبكة ملح الصخور، يكون لكل أيون صوديوم (كرة أرجوانية) تفاعل كهروستاتيكي مع أيونات الكلوريد الستة الأقرب إليه (كرات خضراء).

تُشكّل المركبات الأيونية في الحالة الصلبة هياكل شبكية. العاملان الرئيسيان في تحديد شكل الشبكة هما الشحنات النسبية للأيونات وأحجامها النسبية. تتخذ بعض المركبات هياكل معينة؛ فعلى سبيل المثال، تتخذ العديد من هاليدات الفلزات القلوية ، وأكاسيد ثنائية مثل أكسيد المغنيسيوم ، هيكل ملح الطعام (كلوريد الصوديوم ). توفر قواعد باولينغ إرشادات للتنبؤ بالهياكل البلورية للبلورات الأيونية وتفسيرها.

قوة الترابط

بالنسبة للمركبات الأيونية البلورية الصلبة، يُطلق على التغير في المحتوى الحراري اللازم لتكوين المادة الصلبة من الأيونات الغازية اسم طاقة الشبكة البلورية . يمكن تحديد القيمة التجريبية لطاقة الشبكة البلورية باستخدام دورة بورن-هابر . كما يمكن حسابها (توقعها) باستخدام معادلة بورن-لانديه كمجموع طاقة الوضع الكهروستاتيكية ، المحسوبة بجمع التفاعلات بين الكاتيونات والأنيونات، وحد طاقة الوضع التنافري قصير المدى. يمكن التعبير عن طاقة الوضع الكهروستاتيكية بدلالة المسافة بين الأيونات وثابت ( ثابت ماديلونغ ) يأخذ في الاعتبار هندسة البلورة. كلما ابتعدت الأيونات عن النواة، ضعف تأثير الحماية الكهروستاتيكية. تُعطي معادلة بورن-لانديه توافقًا معقولًا مع طاقة الشبكة البلورية، على سبيل المثال، لكلوريد الصوديوم، حيث تبلغ القيمة المحسوبة (المتوقعة) -756  كيلوجول/مول، مقارنةً بـ -787  كيلوجول/مول باستخدام دورة بورن-هابر . [ 4 ] [ 5 ] في المحلول المائي، يمكن وصف قوة الرابطة بمعادلة بييروم أو فوس كدالة لشحنات الأيونات، وهي مستقلة إلى حد كبير عن طبيعة الأيونات مثل الاستقطابية أو الحجم. [ 6 ] غالبًا ما تُقيّم قوة الجسور الملحية بقياسات التوازن بين الجزيئات التي تحتوي على مواقع كاتيونية وأنيونية، وغالبًا ما يكون ذلك في المحلول. [ 7 ] تشير ثوابت التوازن في الماء إلى مساهمات الطاقة الحرة المضافة لكل جسر ملحي. ومن الطرق الأخرى لتحديد الروابط الهيدروجينية في الجزيئات المعقدة علم البلورات ، وأحيانًا مطيافية الرنين النووي المغناطيسي.

يمكن نمذجة قوى التجاذب التي تحدد قوة الرابطة الأيونية باستخدام قانون كولوم . تتراوح قوة الرابطة الأيونية عادةً (وتختلف النطاقات المذكورة) بين 170 و1500 كيلوجول/مول. [ 8 ] [ 9 ]

تأثيرات قوة الاستقطاب

تكون الأيونات في الشبكات البلورية للمركبات الأيونية النقية كروية الشكل ؛ إلا أنه إذا كان الأيون الموجب صغيرًا و/أو عالي الشحنة، فإنه يُشوه السحابة الإلكترونية للأيون السالب، وهو تأثير يُلخصه قانون فاجانز . يؤدي استقطاب الأيون السالب هذا إلى تراكم كثافة شحنة إضافية بين النواتين ، أي إلى رابطة تساهمية جزئية. الأيونات السالبة الأكبر حجمًا أسهل استقطابًا، لكن هذا التأثير عادةً ما يكون مهمًا فقط عند وجود أيونات موجبة بشحنة 3+ (مثل Al³⁺ ) . مع ذلك، تُظهر الأيونات بشحنة 2+ (مثل Be²⁺ ) أو حتى 1+ (مثل Li⁺ ) بعض القدرة على الاستقطاب نظرًا لصغر حجمها (مثل LiI، وهو مركب أيوني ولكنه يحتوي على بعض الروابط التساهمية). تجدر الإشارة إلى أن هذا ليس تأثير الاستقطاب الأيوني الذي يُشير إلى إزاحة الأيونات في الشبكة البلورية نتيجة تطبيق مجال كهربائي.

مقارنة بالرابطة التساهمية

في الرابطة الأيونية، ترتبط الذرات بفعل تجاذب الأيونات ذات الشحنات المتعاكسة، بينما في الرابطة التساهمية ، ترتبط الذرات بمشاركة الإلكترونات للوصول إلى توزيعات إلكترونية مستقرة. في الرابطة التساهمية، يتحدد الشكل الهندسي الجزيئي حول كل ذرة بقواعد تنافر أزواج إلكترونات غلاف التكافؤ (VSEPR) ، بينما في المواد الأيونية، يتبع الشكل الهندسي قواعد التراص الأمثل . يمكن القول إن الرابطة التساهمية أكثر توجيهًا ، بمعنى أن تكلفة الطاقة لعدم الالتزام بزوايا الروابط المثلى كبيرة، بينما لا توجد تكلفة مماثلة في الرابطة الأيونية. لا توجد أزواج إلكترونات مشتركة تتنافر، لذا يجب أن تتراص الأيونات بأكبر قدر ممكن من الكفاءة. غالبًا ما يؤدي هذا إلى أعداد تنسيقية أعلى بكثير . في كلوريد الصوديوم (NaCl)، لكل أيون 6 روابط، وجميع زوايا الروابط 90 درجة. في كلوريد السيزيوم (CsCl)، يبلغ عدد التنسيق 8. بالمقارنة، يمتلك الكربون عادةً أربع روابط كحد أقصى.

لا يمكن أن توجد روابط أيونية خالصة، إذ يسمح تقارب الذرات المشاركة في الرابطة بتقاسم كثافة الإلكترونات بينها بدرجة ما. لذلك، تتسم جميع الروابط الأيونية ببعض الخصائص التساهمية. وبالتالي، تُعتبر الرابطة أيونية عندما تكون الخاصية الأيونية أكبر من الخاصية التساهمية. كلما زاد الفرق في الكهرسلبية بين نوعي الذرات المشاركة في الرابطة، زادت أيونيتها (قطبيتها). تُسمى الروابط ذات الخصائص الأيونية والتساهمية الجزئية بالروابط التساهمية القطبية . على سبيل المثال، تحتوي روابط Na–Cl وMg–O على نسبة تساهمية قليلة، بينما تكون روابط Si–O عادةً بنسبة 50% أيونية و50% تساهمية. قدّر باولينغ أن فرق الكهرسلبية البالغ 1.7 (على مقياس باولينغ ) يُقابله 50% خاصية أيونية، وبالتالي فإن فرقًا أكبر من 1.7 يُقابله رابطة أيونية في الغالب. [ 10 ]

يمكن قياس الصفة الأيونية في الروابط التساهمية مباشرةً للذرات التي تحتوي على أنوية رباعية الأقطاب (مثل الهيدروجين -2 ، والنيتروجين-14 ، والبروم -81 ، والبروم-79، والكلور -35، والكلور -37، واليود -127 ). وتُعدّ هذه الأنوية عمومًا موضوعًا لدراسات الرنين النووي الرباعي الأقطاب (NQR) والرنين المغناطيسي النووي (NMR) . ويتم تحديد التفاعلات بين عزم رباعي الأقطاب النووي Q وتدرجات المجال الكهربائي (EFG) من خلال ثوابت اقتران رباعي الأقطاب النووي.

QCC = e 2 q zz Q / h​

حيث يمثل الحد eq zz المكون الرئيسي لموتر EFG، و e هي الشحنة الأولية. وبدوره، يفتح تدرج المجال الكهربائي المجال لوصف أنماط الترابط في الجزيئات عندما يتم تحديد قيم QCC بدقة باستخدام طرق NMR أو NQR.

بشكل عام، عندما تحدث الرابطة الأيونية في الحالة الصلبة (أو السائلة)، لا يمكن الحديث عن رابطة أيونية واحدة بين ذرتين منفصلتين، لأن قوى التماسك التي تربط الشبكة البلورية ذات طبيعة جماعية. يختلف هذا تمامًا في حالة الرابطة التساهمية، حيث يمكننا غالبًا الحديث عن رابطة محددة وموضعية بين ذرتين معينتين. مع ذلك، حتى عند دمج الرابطة الأيونية مع بعض الروابط التساهمية، فإن النتيجة ليست بالضرورة روابط منفصلة ذات طابع موضعي. [ 2 ] في مثل هذه الحالات، غالبًا ما تتطلب الرابطة الناتجة وصفًا من حيث بنية نطاق تتكون من مدارات جزيئية ضخمة تغطي البلورة بأكملها. وبالتالي، غالبًا ما تحتفظ الرابطة في المادة الصلبة بطبيعتها الجماعية بدلًا من الموضعية. عندما يقل الفرق في السالبية الكهربية، قد تؤدي الرابطة إلى شبه موصل ، أو شبه فلز، أو في النهاية موصل فلزي بروابط فلزية.

انظر أيضاً

مراجع

  1. ↑ "الرابطة الأيونية" . موسوعة المصطلحات الكيميائية الصادرة عن الاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية (IUPAC) . 2009. doi : 10.1351/goldbook.IT07058 . ISBN 978-0-9678550-9-7.
  2. 1 2 سيفرت، فانيسا (27 نوفمبر 2023). "هل تُفيد تصنيفات الروابط الكيميائية أم تُعيقها؟" . chemistryworld.com . تم الاطلاع عليه بتاريخ 22 يناير 2024 .
  3. ↑ شنايدر، هانز-يورغ (2012). "التفاعلات الأيونية في المركبات فوق الجزيئية". التفاعلات الأيونية في الجزيئات الكبيرة الطبيعية والاصطناعية . الصفحات 35-47 . doi : 10.1002/9781118165850.ch2 . ISBN  9781118165850.
  4. ↑ ديفيد آرثر جونسون، المعادن والتغير الكيميائي ، الجامعة المفتوحة، الجمعية الملكية للكيمياء، 2002، رقم ISBN 0-85404-665-8
  5. ↑ لينوس باولينغ، طبيعة الرابطة الكيميائية وبنية الجزيئات والبلورات: مقدمة في الكيمياء البنيوية الحديثة ، مطبعة جامعة كورنيل، 1960، رقم ISBN 0-801-40333-2doi : 10.1021/ja01355a027
  6. ↑ شنايدر، هـ.-ج.؛ ياتسيميرسكي، أ. (2000) مبادئ وأساليب في الكيمياء فوق الجزيئية . وايلي، رقم ISBN 9780471972532
  7. ↑ بيدرمان ف، شنايدر هـ ج (مايو 2016). "طاقات الربط التجريبية في المركبات فوق الجزيئية". مراجعات كيميائية . 116 (9): 5216-300 . doi : 10.1021/acs.chemrev.5b00583 . PMID 27136957 . 
  8. ↑ سوبويجو، دبليو أو (2003). الخواص الميكانيكية للمواد الهندسية. مارسيل ديكر. ص 16-17. ISBN 0-203-91039-7. OCLC 54091550 . 
  9. ↑ أسكيلاند، دونالد ر. (يناير 2015). علم وهندسة المواد. رايت، ويندلين ج. (الطبعة السابعة). بوسطن، ماساتشوستس. ص 38. ISBN 978-1-305-07676-1. OCLC 903959750 . 
  10. ↑ L. Pauling The Nature of the Chemical Bond (3rd ed., Oxford University Press 1960) p.98-100.