الرابطة الكيميائية الأيونية. مخططات تكوين المواد بأنواع مختلفة من الروابط. مخطط الرابطة الأيونية للمغنيسيوم والفلور
الرابطة الكيميائية الأيونية هي رابطة تتشكل بين ذرات العناصر الكيميائية (أيونات موجبة أو سالبة الشحنة). إذن ما هي الرابطة الأيونية ، وكيف تتشكل؟
الخصائص العامة للرابطة الكيميائية الأيونية
الأيونات عبارة عن جسيمات لها شحنة تتحول إليها الذرات في عملية إعطاء أو استقبال الإلكترونات. إنهم ينجذبون إلى بعضهم البعض بقوة ، ولهذا السبب فإن المواد التي تحتوي على هذا النوع من الروابط لها نقاط غليان وانصهار عالية.
شكل: 1. يونان.
الرابطة الأيونية - رابطة كيميائية بين الأيونات على عكس الأيونات ، بسبب جاذبيتها الكهروستاتيكية. يمكن اعتبارها الحالة المحددة للرابطة التساهمية ، عندما يكون الاختلاف في الكهرومغناطيسية للذرات المقيدة كبيرًا جدًا بحيث يحدث فصل كامل للشحنات.
شكل: 2. الرابطة الكيميائية الأيونية.
يُعتبر عادةً أن الاتصال يصبح إلكترونيًا إذا كان EO\u003e 1.7.
يكون الاختلاف في قيمة الكهربية أكبر ، وكلما زاد تواجد العناصر عن بعضها البعض في النظام الدوري على طول الفترة. هذه الرابطة نموذجية للمعادن وغير المعدنية ، خاصة تلك الموجودة في المجموعات الأبعد ، على سبيل المثال ، I و VII.
مثال: ملح الطعام ، كلوريد الصوديوم كلوريد الصوديوم:
شكل: 3. رسم تخطيطي للرابطة الكيميائية الأيونية لكلوريد الصوديوم.
الرابطة الأيونية موجودة في بلورات ، لها قوة وطول ، لكنها غير مشبعة وغير موجهة. الرابطة الأيونية مميزة فقط لـ مواد معقدة، مثل الأملاح والقلويات وبعض أكاسيد الفلزات. في الحالة الغازية ، توجد مثل هذه المواد في شكل جزيئات أيونية.
تتكون الرابطة الكيميائية الأيونية بين المعادن النموذجية وغير الفلزية. تنتقل الإلكترونات بدون فشل من المعدن إلى غير المعدني ، مكونة الأيونات. نتيجة لذلك ، يتم تكوين عامل جذب إلكتروستاتيكي يسمى الرابطة الأيونية.
في الواقع ، لا يوجد رابط أيوني بالكامل. الرابطة الأيونية المزعومة هي جزء أيوني ، وتساهمي جزئيًا. ومع ذلك ، يمكن اعتبار رابطة الأيونات الجزيئية المعقدة أيونية.
أمثلة على تكوين الرابطة الأيونية
هناك عدة أمثلة على تكوين الرابطة الأيونية:
- تفاعل الكالسيوم والفلور
Ca 0 (ذرة) -2e \u003d Ca 2 + (أيون)
- التبرع بإلكترونين أسهل من الحصول على الإلكترونات المفقودة.
F 0 (ذرة) + 1e \u003d F- (أيون)
- على العكس من ذلك ، الفلور أسهل لقبول إلكترون واحد من التبرع بسبعة إلكترونات.
دعونا نجد أصغر مضاعف مشترك بين شحنات الأيونات المتكونة. إنها تساوي 2. لنحدد عدد ذرات الفلور التي ستقبل إلكترونين من ذرة الكالسيوم: 2: 1 \u003d 2.4.
لنؤلف معادلة الرابطة الكيميائية الأيونية:
Ca 0 + 2F 0 → Ca 2 + F - 2.
- تفاعل الصوديوم والأكسجين
المساعدة في الطريق ، خذها.
أ) النظر في مخطط تكوين رابطة أيونية بين الصوديوم و
الأكسجين.
1. الصوديوم عنصر من المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الأولى ، المعدن. يسهل على ذرته التبرع بإلكترون خارجي بدلاً من قبول السبعة المفقودة:
1. الأكسجين هو عنصر من عناصر المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة السادسة ، غير المعدنية.
يسهل على ذرته قبول إلكترونين ، وهو ما لا يكفي حتى اكتمال المستوى الخارجي ، من التبرع بـ 6 إلكترونات من المستوى الخارجي. 
1. أولاً ، نجد أصغر مضاعف مشترك بين شحنات الأيونات المتكونة ، وهو يساوي 2 (2 ∙ 1). لكي تعطي ذرات Na إلكترونين ، يجب أن تؤخذ 2 (2: 1) ، بحيث يمكن لذرات الأكسجين أن تقبل إلكترونين ، يجب أن تؤخذ 1.
2. من الناحية التخطيطية ، يمكن كتابة تكوين الرابطة الأيونية بين ذرات الصوديوم والأكسجين على النحو التالي:
ب) النظر في مخطط تكوين رابطة أيونية بين ذرات الليثيوم والفوسفور.
I. الليثيوم - عنصر من المجموعة الأولى من المجموعة الفرعية الرئيسية ، المعدن. يسهل على ذرته التبرع بإلكترون خارجي واحد بدلاً من قبول السبعة المفقودة: 
2. الكلور عنصر في المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة السابعة ، غير فلزي. له
من الأسهل للذرة أن تقبل إلكترونًا واحدًا بدلاً من التبرع بـ 7 إلكترونات: 
2. المضاعف المشترك الأصغر للعدد 1 ؛ من أجل إعطاء ذرة ليثيوم واحدة ، وذرة كلور لأخذ إلكترون واحد ، يجب أن تأخذها واحدة تلو الأخرى.
3. من الناحية التخطيطية ، يمكن كتابة تكوين الرابطة الأيونية بين ذرات الليثيوم والكلور على النحو التالي: 
ج) ضع في اعتبارك مخطط تكوين رابطة أيونية بين الذرات
المغنيسيوم والفلور.
1. المغنيسيوم عنصر من المجموعة الثانية من المجموعة الفرعية الرئيسية ، المعدن. له
يسهل على الذرة إعطاء إلكترونين خارجيين بدلاً من قبول 6 المفقودة: 
2. الفلور - عنصر من المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة السابعة ، غير معدني. له
يسهل على الذرة قبول إلكترون واحد ، وهو ما لا يكفي حتى نهاية المستوى الربيعي ، بدلاً من التبرع بـ 7 إلكترونات: 
2. أوجد أصغر مضاعف مشترك بين شحنات الأيونات المتكونة ، وهو يساوي 2 (2 ∙ 1). لكي تعطي ذرات المغنيسيوم إلكترونين ، هناك حاجة لذرة واحدة فقط ، بحيث يمكن لذرات الفلور أن تقبل إلكترونين ، يجب أن تأخذ 2 (2: 1).
3. من الناحية التخطيطية ، يمكن كتابة تكوين الرابطة الأيونية بين ذرات الليثيوم والفوسفور على النحو التالي: 
هذا الدرس مخصص لتعميم وتنظيم المعرفة حول أنواع الروابط الكيميائية. في سياق الدرس ، مخططات لتكوين رابطة كيميائية في مواد مختلفة... سيساعد الدرس في تعزيز القدرة على تحديد نوع الرابطة الكيميائية في مادة ما صيغة كيميائية.
الموضوع: الرابطة الكيميائية. التفكك الالكتروليتي
الدرس: مخططات تكوين مواد ذات نوع مختلف من الروابط
شكل: 1. مخطط تكوين الرابطة في جزيء الفلور
يتكون جزيء الفلور من ذرتين من عنصر كيميائي واحد - غير فلز لهما نفس القدرة الكهربية ، لذلك يتم تحقيق رابطة تساهمية غير قطبية في هذه المادة. لنرسم مخططًا لتكوين رابطة في جزيء الفلور. شكل: واحد.
حول كل ذرة فلور ، باستخدام النقاط ، ارسم سبعة تكافؤ ، أي إلكترونات خارجية. قبل حالة الثبات ، تحتاج كل ذرة إلى إلكترون آخر. وبالتالي ، يتم تكوين زوج إلكترون مشترك واحد. باستبداله بشرطة ، سنقوم بتصوير الصيغة الرسومية لجزيء الفلور FF.
انتاج:تتكون الرابطة التساهمية غير القطبية بين جزيئات عنصر كيميائي واحد غير فلزي. مع هذا النوع من الروابط الكيميائية ، تتشكل أزواج الإلكترون الشائعة ، والتي تنتمي بالتساوي إلى كلتا الذرتين ، أي أن كثافة الإلكترون لا تتحول إلى أي ذرات من عنصر كيميائي
شكل: 2. مخطط تكوين الرابطة في جزيء الماء
يتكون جزيء الماء من ذرات الهيدروجين والأكسجين - وهما عنصران غير معدنيين لهما قيم مختلفة من السالبية الكهربية النسبية ، لذلك فإن هذه المادة لها رابطة قطبية تساهمية.
نظرًا لأن الأكسجين عنصر كهرسلبي أكثر من الهيدروجين ، يتم تحويل أزواج الإلكترونات الشائعة نحو الأكسجين. تنشأ شحنة جزئية على ذرات الهيدروجين وشحنة سالبة جزئية على ذرة الأكسجين. باستبدال كل من أزواج الإلكترونات الشائعة بشرطة ، أو بالأحرى بأسهم توضح تحول كثافة الإلكترون ، نكتب الصيغة الرسومية للماء الشكل. 2.
انتاج:تحدث الرابطة القطبية التساهمية بين ذرات العناصر غير المعدنية المختلفة ، أي بقيم مختلفة من السالبية الكهربية النسبية. مع هذا النوع من الروابط ، يتم تشكيل أزواج الإلكترون الشائعة ، والتي يتم تحويلها نحو عنصر أكثر كهرسلبية.
1. رقم 5،6،7 (ص 145) Rudzitis G.Ye. الكيمياء العضوية وغير العضوية. الصف الثامن: كتاب مدرسي للمؤسسات التعليمية: المستوى الأساسي / G.E. Rudzitis، F.G. فيلدمان. م: التعليم. 176s 2011: إلينوي.
2. حدد الجسيم ذي نصف القطر الأكبر والأصغر: Ar atom ، الأيونات: K + ، Ca 2+ ، Cl -. برر إجابتك.
3. اسم ثلاثة كاتيونات - اثنان أنيون لهما نفس غلاف الإلكترون مثل F - أيون.
الجزء الأول
1. ذرات المعادن ، المتبرعة بإلكترونات خارجية ، تتحول إلى أيونات موجبة:
حيث n هو عدد الإلكترونات في الطبقة الخارجية للذرة المقابلة لرقم المجموعة لعنصر كيميائي.
2 - تتحول ذرات اللافلزات ، التي تقبل الإلكترونات المفقودة قبل اكتمال طبقة الإلكترون الخارجية ، إلى أيونات سالبة:
3. بين الأيونات المشحونة عكسيا ، رابطة تسمى الأيونية.
4. أكمل جدول "الرابطة الأيونية".
الجزء 2
1. استكمل مخططات تكوين الأيونات موجبة الشحنة. من الأحرف المقابلة للإجابات الصحيحة ، ستقوم بعمل اسم واحد من أقدم الأصباغ الطبيعية: النيلي.
2. العب تيك تاك تو. أظهر المسار الفائز الذي تصنعه صيغ المواد ذات الروابط الكيميائية الأيونية.
3. هل العبارات التالية صحيحة؟
3) فقط B هو الصحيح
4. ضع خطًا تحت أزواج العناصر الكيميائية التي تتكون بينها رابطة كيميائية أيونية.
1) البوتاسيوم والأكسجين
2) الهيدروجين والفوسفور
3) الألمنيوم والفلور
4) الهيدروجين والنيتروجين
ارسم مخططات لتشكيل رابطة كيميائية بين العناصر المختارة.
5. إنشاء رسم بأسلوب فكاهي لعملية الترابط الأيوني.
6. قم بعمل رسم تخطيطي لتكوين مركبين كيميائيين مع روابط أيونية وفقًا للترميز الشرطي:
الرجاء التحديد العناصر الكيميائية "أ" و "ب" من القائمة التالية: الكالسيوم ، الكلور ، البوتاسيوم ، الأكسجين ، النيتروجين ، الألمنيوم ، المغنيسيوم ، الكربون ، البروم.
الكالسيوم والكلور والمغنيسيوم والكلور والكالسيوم والبروم والمغنيسيوم والبروم مناسبة لهذا المخطط.
7. كتابة عمل أدبي قصير (مقال أو رواية أو قصيدة) حول إحدى المواد ذات الرابطة الأيونية التي يستخدمها الشخص في الحياة اليومية أو في العمل. استخدم الإنترنت لإكمال المهمة.
كلوريد الصوديوم مادة ذات رابطة أيونية ، بدونها لا توجد حياة ، على الرغم من وجود الكثير منها ، فهذا أيضًا ليس جيدًا. حتى أن هناك مثل هذا حكاية شعبيةحيث قيل أن الأميرة كانت تحب والدها الملك بقدر ما أحب الملح ، مما دفعها إلى طردها من المملكة. لكن عندما تذوق الملك ذات مرة طعامًا بدون ملح وأدرك أنه من المستحيل تناوله ، أدرك بعد ذلك أن ابنته تحبه كثيرًا. هذا يعني أن الملح هو الحياة ، لكن يجب أن يكون استهلاكه باعتدال. لأن الإفراط في تناول الملح يضر بصحتك. يؤدي تناول الملح الزائد في الجسم إلى الإصابة بأمراض الكلى ، وتغير لون الجلد ، واحتفاظ الجسم بالسوائل الزائدة ، مما يؤدي إلى الوذمة والضغط على القلب. لذلك ، من الضروري التحكم في استهلاك الملح. 0.9٪ محلول كلوريد الصوديوم هو محلول ملحي يستخدم في ضخ الأدوية في الجسم. لذلك من الصعب جدًا الإجابة على السؤال: هل الملح مفيد أم ضار؟ نحتاجه باعتدال.
