الترابط الأيوني ونقل الالكترون

الأيونات هي ذرات أو جزيئات تحمل شحنة كهربائية. يتكون الكاتيون (أيون موجب) عندما تفقد ذرة محايدة إلكتروناً واحداً أو أكثر من غلاف التكافؤ، ويتشكل الأنيون (أيون سالب) عندما تكتسب الذرة المحايدة إلكتروناً واحداً أو أكثر في غلاف التكافؤ الخاص بها. المركبات المكونة من الأيونات تسمى المركبات الأيونية (أو الأملاح)، وتترابط الأيونات المكونة لها معاً بواسطة روابط أيونية: قوى الجذب الكهروستاتيكية بين الكاتيونات والأنيونات ذات الشحنة المعاكسة.  

خصائص المركبات الأيونية

تلقي خصائص المركبات الأيونية بعض الضوء على طبيعة الروابط الأيونية.

• تظهر المواد الصلبة الأيونية بنية بلورية وتميل إلى أن تكون صلبة وهشة؛ تميل أيضًا إلى الحصول على نقاط انصهار وغليان عالية ، مما يشير إلى أن الروابط الأيونية قوية جدًا.  
• المواد الصلبة الأيونية هي أيضاً موصلات رديئة للكهرباء لنفس السبب — تمنع قوة الروابط الأيونية الأيونات من التحرك بحرية في الحالة الصلبة.  
• ومع ذلك ، تذوب معظم المواد الصلبة الأيونية بسهولة في الماء. بمجرد إذابتها أو صهرها ، تصبح المركبات الأيونية موصلات ممتازة للكهرباء والحرارة لأن الأيونات يمكن أن تتحرك بحرية.

تكوين المركبات الأيونية

تمتلك العديد من العناصر المعدنية إمكانات تأين منخفضة نسبيًا وتفقد الإلكترونات بسهولة. تقع هذه العناصر على اليسار في فترة أو بالقرب من أسفل مجموعة في الجدول الدوري. تمتلك الذرات اللامعدنية ارتباطات إلكترونية عالية نسبياً وبالتالي تكتسب بسهولة إلكترونات فقدتها ذرات المعادن، وبالتالي تملأ غلاف التكافؤ الخاص بها. تم العثور على العناصر غير المعدنية في الركن الأيمن العلوي من الجدول الدوري.

نظراً لأن جميع المواد يجب أن تكون متعادلة كهربائياً، يجب أن يساوي العدد الإجمالي للشحنات الموجبة على كاتيونات المركب الأيوني إجمالي عدد الشحنات السالبة على الأنيونات الخاصة به. تمثل صيغة المركب الأيوني أبسط نسبة لأعداد الأيونات اللازمة لإعطاء أرقام متطابقة من الشحنات الموجبة والسالبة.  

تشكل المركبات الأيونية هياكل ثلاثية الأبعاد مرتبة بانتظام

ومع ذلك ، من المهم ملاحظة أن صيغة المركب الأيوني لا تمثل الترتيب الفيزيائي لأيوناته. من الخطأ الإشارة إلى جزيء كلوريد الصوديوم (NaCl) بأنه “جزيء” لأنه لا توجد رابطة أيونية واحدة، في حد ذاتها، بين أي زوج محدد من أيونات الصوديوم والكلوريد. قوى الجذب بين الأيونات هي متماثلة — الشيء نفسه في جميع الاتجاهات —. هذا يعني أن أي أيون معين ينجذب بالتساوي إلى جميع الأيونات القريبة من الشحنة المعاكسة. ينتج عن هذا أن الأيونات ترتب نفسها في هيكل شبكي ثلاثي الأبعاد مرتبط بإحكام. كلوريد الصوديوم، على سبيل المثال، يتكون من ترتيب منتظم لأعداد متساوية من كاتيونات Na⁺ وأنيونات Cl^–. قوة التجاذب الكهروستاتيكي بين أيونات Na⁺ و Cl^– تجعلها متماسكة بإحكام في كلوريد الصوديوم الصلب. يتطلب 769 كيلو جول من الطاقة لفصل مول واحد من كلوريد الصوديوم الصلب إلى أيونات الصوديوم الغازية المنفصلة Na⁺ و Cl^– ions. 

الهياكل الإلكترونية للكاتيونات

عند تكوين الكاتيون، تميل ذرة عنصر المجموعة الرئيسية إلى فقد كل إلكترونات التكافؤ الخاصة بها، وبالتالي بافتراض التركيب الإلكتروني للغاز النبيل الذي يسبقه في الجدول الدوري.  

• بالنسبة للمجموعتين 1 (المعادن القلوية) و 2 (معادن الأرضية القلوية) ، فإن أرقام المجموعة تساوي عدد إلكترونات غلاف التكافؤ، وبالتالي، مع شحنات الكاتيونات المتكونة من ذرات هذه العناصر عندما تكون جميعها تتم إزالة إلكترونات غلاف التكافؤ.  
• على سبيل المثال، الكالسيوم هو عنصر من المجموعة 2 تحتوي ذراته المحايدة على 20 إلكتروناً ويكون تكوين إلكترون الحالة الأرضية 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s². عندما تفقد ذرة Ca كل من إلكترونيّ التكافؤ، تكون النتيجة كاتيونًا به 18 إلكتروناً، وشحنة 2+، وتكوين إلكترون 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶. إن أيون Ca²⁺ هو، بالنتيجة، متماثل إلكتروني مع الغاز النبيل Ar.
• بالنسبة للمجموعات 13–17، تتجاوز أرقام المجموعة عدد إلكترونات التكافؤ بمقدار 10 (وهو ما يمثل إمكانية وجود أغلفة فرعية كاملة من d في ذرات العناصر في المجموعات الدوريّة الرابعة وما فوق). وبالتالي، فإن شحنة الكاتيون المتكونة من فقدان جميع إلكترونات التكافؤ تساوي رقم المجموعة ناقص 10. على سبيل المثال، الألومنيوم (في المجموعة 13) يشكل 3+ أيونات (Al³⁺).

استثناءات

• إن الاستثناءات للسلوك المتوقع تتضمّن عناصر في أسفل المجموعات الدوريّة.  
• بالإضافة إلى الأيونات المتوقعة Tl³⁺, Sn⁴⁺, Pb⁴⁺, و Bi⁵⁺، فإن فقدان جزئي لهذه الذرات’ يمكن أن يقود الكترونات غلاف التكافؤ أيضاً إلى تكوين أيونات Tl⁺, Sn²⁺, Pb²⁺, و Bi³⁺. يُعزى تكوين هذه الكاتيونات 1+ و 2+ و 3+ إلى تأثير الزوج الخامل، والذي يعكس الطاقة المنخفضة نسبياً لزوج الإلكترون s– لذرات العناصر الثقيلة في المجموعات الدوريّة 13 و 14 و 15. 
• يُظهر الزئبق (المجموعة 12) أيضاً سلوكاً غير متوقع: فهو يشكل أيوناً ثنائي الذرة ، Hg₂²⁺(أيون يتكون من ذرتين من الزئبق، مع رابطة زئبق-زئبق) ، بالإضافة إلى الأيون أحادي الذرة المتوقع Hg²⁺(يتكون من ذرة زئبق واحدة فقط).
• تتصرف العناصر المعدنية الانتقالية والانتقالية الداخلية بشكل مختلف عن عناصر المجموعة الرئيسية. تحتوي معظم الكاتيونات المعدنية الانتقالية على 2+ أو 3+ شحنة ناتجة عن فقدان الإلكترون (الإلكترونات) الخارجي s أولاً، متبوعاً في بعض الأحيان بفقدان واحد أو اثنين من إلكترونات d من الغلاف الخارجي.
• على الرغم من أن المدارات d لعناصر الانتقال هي—وفقاً لمبدأ— أوفباو آخر مدارات تملأ عند تكوين تكوينات إلكترونية، فإن الإلكترونات الخارجية هي أول ما يتم فقده عندما تتأين هذه الذرات. عندما تشكل المعادن الانتقالية الداخلية أيونات، فعادة ما يكون لها شحنة 3+، ناتجة عن فقدان إلكتروناتها الخارجية وإلكترون d أو f.

الهياكل الإلكترونية للأنيونات

تتشكل معظم الأنيونات أحادية الذرة عندما تكتسب ذرة غير معدنية محايدة إلكترونات كافية لملء مداريها الخارجيين s و p بالكامل، وبذلك تصل إلى التكوين الإلكتروني للغاز النبيل التالي. وبالتالي، من السهل تحديد شحنة مثل هذا الأيون السالب: الشحنة تساوي عدد الإلكترونات التي يجب اكتسابها لملء مداري s و p للذرّة الأم. الأكسجين، على سبيل المثال، له تكوين الإلكترون 1s²2s²2p⁴، في حين أن أنيون الأكسجين له التكوين الإلكتروني للغاز النبيل نيون (ني)، 1s²2s²2p⁶. الإلكترونان الإضافيان المطلوبان لملء مدارات التكافؤ يمنحان أيون الأكسيد شحنة 2–(O^2–).

هذا النص مقتبس من Openstax, Chemistry 2e, Section 7.3: Ionic Bonding.