Jon - Ion

Z Wikipedii, wolnej encyklopedii

Jonów ( / ɒ n , - ən / ) jest cząstka , atomem lub cząsteczką o netto ładunku elektrycznego .

Zgodnie z konwencją ładunek elektronu jest uważany za ujemny. Ujemny ładunek jonu jest równy i przeciwny do naładowanego protonu (ów) uznawanych przez konwencję za dodatnie. Ładunek netto jonu jest niezerowy, ponieważ całkowita liczba elektronów nie jest równa całkowitej liczbie protonów .

Kation oznacza dodatnio naładowany jon mniej elektronów niż protonów, podczas gdy anionem jest ujemnie z więcej elektronów niż protonów, ze względu na ich przeciwnych ładunkach; kationy i aniony przyciągają się wzajemnie i łatwo tworzą związki jonowe .

Jony składające się tylko z jednego atomu nazywane są jonami atomowymi lub jednoatomowymi , podczas gdy dwa lub więcej atomów tworzy jony molekularne lub jony wieloatomowe . W przypadku fizycznej jonizacji w płynie (gazie lub cieczy) „pary jonowe” są tworzone przez spontaniczne zderzenia cząsteczek, w których każda wytworzona para składa się z wolnego elektronu i jonu dodatniego. Jony powstają również w wyniku oddziaływań chemicznych, takich jak rozpuszczanie soli w cieczach lub w inny sposób, na przykład przepuszczanie prądu stałego przez roztwór przewodzący, rozpuszczanie anody poprzez jonizację .

Historia odkrycia

Słowo jon pochodzi od greckiego słowa ἰόν, jon , „iść”, imiesłów obecny od ἰέναι, ienai , „iść”. Termin ten został wprowadzony (po sugestii angielskiego polityka Williama Whewella ) przez angielskiego fizyka i chemika Michaela Faradaya w 1834 roku dla nieznanego wówczas gatunku, który przechodzi z jednej elektrody do drugiej przez medium wodne. Faraday nie znał natury tych gatunków, ale wiedział, że skoro metale rozpuszczają się i wchodzą do roztworu na jednej elektrodzie, a nowy metal wyłania się z roztworu na drugiej elektrodzie; że jakaś substancja przeszła przez roztwór w prądzie. To przenosi materię z jednego miejsca na drugie. W korespondencji z Faradayem Whewell ukuł również słowa anoda i katoda , a także anion i kation jako jony przyciągane do odpowiednich elektrod.

Svante Arrhenius w swojej rozprawie z 1884 r. Przedstawił wyjaśnienie faktu, że stałe krystaliczne sole po rozpuszczeniu dysocjują w pary naładowanych cząstek, za co otrzymał w 1903 r. Nagrodę Nobla w dziedzinie chemii. Arrheniusz wyjaśnił, że podczas tworzenia roztworu sól dysocjuje na jony Faradaya, sugerował on, że jony powstają nawet przy braku prądu elektrycznego.

Charakterystyka

Jony w stanie gazopodobnym są wysoce reaktywne i będą szybko oddziaływać z jonami o przeciwnym ładunku, tworząc obojętne cząsteczki lub sole jonowe. Jony są również wytwarzane w stanie ciekłym lub stałym, gdy sole oddziałują z rozpuszczalnikami (na przykład wodą), tworząc solwatowane jony , które są bardziej stabilne, z powodów obejmujących kombinację zmian energii i entropii, gdy jony oddalają się od siebie do wchodzić w interakcje z cieczą. Te stabilizowane gatunki częściej występują w środowisku w niskich temperaturach. Typowym przykładem są jony obecne w wodzie morskiej, które pochodzą z rozpuszczonych soli.

Jony jako obiekty naładowane są przyciągane przez przeciwne ładunki elektryczne (od dodatniego do ujemnego i odwrotnie) i odpychane przez podobne ładunki. Kiedy się poruszają, ich trajektorie mogą być odchylane przez pole magnetyczne .

Elektrony, ze względu na swoją mniejszą masę, a tym samym większe właściwości wypełniania przestrzeni w postaci fal materii , określają rozmiar atomów i cząsteczek, które w ogóle posiadają jakiekolwiek elektrony. Zatem aniony (jony naładowane ujemnie) są większe niż cząsteczka lub atom macierzysty, ponieważ nadmiar elektronów odpycha się i zwiększa fizyczną wielkość jonu, ponieważ jego wielkość jest określana przez chmurę elektronów . Kationy są mniejsze niż odpowiadający im atom lub cząsteczka macierzysta ze względu na mniejszy rozmiar chmury elektronów. Jeden konkretny kation (wodoru) nie zawiera elektronów, a zatem składa się z pojedynczego protonu - znacznie mniejszego niż macierzysty atom wodoru.

Aniony i kationy

Atom wodoru (środek) zawiera pojedynczy proton i pojedynczy elektron . Usunięcie elektronu daje kation (po lewej), podczas gdy dodanie elektronu daje anion (po prawej). Anion wodoru, ze swoją luźno utrzymywaną chmurą dwuelektronową, ma większy promień niż neutralny atom, który z kolei jest znacznie większy niż nagi proton kationu . Wodór tworzy jedyny ładunek - + 1 kation, który nie ma elektronów, ale nawet kationy, które (w przeciwieństwie do wodoru) zatrzymują jeden lub więcej elektronów, są nadal mniejsze niż obojętne atomy lub cząsteczki, z których pochodzą.

Ponieważ ładunek elektryczny na protonie jest równy ładunkowi elektronu, ładunek elektryczny netto jonu jest równy liczbie protonów w jonie minus liczba elektronów.

Anion (wym "AI aan" (-) ( / æ n ˌ . Ən / ), z greckiego ἄνω słowa ( ÁNO ), co oznacza "w górę") jest jonowa więcej elektronów niż protonów, co daje ujemny ładunek netto (ponieważ elektrony są naładowane ujemnie, a protony są naładowane dodatnio).

Kation (wym "kat ai aan" (+) ( / K ® t ˌ . Ən / ) od greckiego κάτω ( Kato ), co oznacza "w dół") oznacza jon mniej elektronów niż protonów, dając to ładunek dodatni.

Istnieją dodatkowe nazwy jonów z wieloma ładunkami. Na przykład jon o ładunku -2 jest znany jako dianion, a jon o ładunku +2 jest znany jako dikacja . Obojnaczych jest obojętnej cząsteczki z dodatnimi i ujemnymi ładunkami w różnych miejscach w cząsteczce.

Kationy i aniony są mierzone za pomocą ich promienia jonowego i różnią się wielkością względną: „Kationy są małe, większość z nich ma promień mniejszy niż 10–10 m ( 10–8 cm). Jednak większość anionów ma duże rozmiary, jak to jest najczęściej Anion ziemi, tlen . Z tego faktu wynika, że ​​większość przestrzeni kryształu jest zajęta przez anion i że kationy mieszczą się w przestrzeniach między nimi. "

Pojęcia anion i kation (dla jonów, które odpowiednio przemieszczają się do anody i katody podczas elektrolizy) zostały wprowadzone przez Michaela Faradaya w 1834 roku .

Zjawiska naturalne

Jony są wszechobecne w przyrodzie i są odpowiedzialne za różnorodne zjawiska, od luminescencji Słońca po istnienie jonosfery Ziemi . Atomy w ich stanie jonowe mogą posiadać inny kolor od obojętnych atomów i w ten sposób absorpcja światła przez jony metali daje kolor kamieni . Zarówno w chemii nieorganicznej, jak i organicznej (w tym biochemii) interakcja wody i jonów jest niezwykle ważna; przykładem jest energia, która napędza rozkład trójfosforanu adenozyny ( ATP ). Poniższe sekcje opisują konteksty, w których jony zajmują ważne miejsce; są one ułożone w malejącej fizycznej skali długości, od astronomicznej do mikroskopowej.

Powiązana technologia

Jony mogą być przygotowywane niechemicznie przy użyciu różnych źródeł jonów , zwykle obejmujących wysokie napięcie lub temperaturę. Są one wykorzystywane w wielu urządzeniach, takich jak spektrometry masowe , optyczne spektrometry emisyjne , akceleratory cząstek , implantatory jonów i silniki jonowe .

Jako reaktywne cząstki naładowane są również wykorzystywane do oczyszczania powietrza przez niszczenie drobnoustrojów oraz w artykułach gospodarstwa domowego, takich jak czujniki dymu .

Ponieważ sygnalizacja i metabolizm w organizmach są kontrolowane przez precyzyjny gradient jonowy na błonach , rozerwanie tego gradientu przyczynia się do śmierci komórki. Jest to powszechny mechanizm wykorzystywany przez naturalne i sztuczne biocydy , w tym kanały jonowe gramicydynę i amfoterycynę ( fungicyd ).

Nieorganiczne rozpuszczone jony są składnikiem całkowitej ilości rozpuszczonych ciał stałych , szeroko znanego wskaźnika jakości wody .

Wykrywanie promieniowania jonizującego

Schemat komory jonowej, pokazujący dryf jonów. Elektrony dryfują szybciej niż jony dodatnie ze względu na ich znacznie mniejszą masę.
Efekt lawiny między dwiema elektrodami. Pierwotne zdarzenie jonizacji wyzwala jeden elektron, a każde kolejne zderzenie uwalnia kolejny elektron, więc z każdego zderzenia wyłaniają się dwa elektrony: elektron jonizujący i uwolniony elektron.

Jonizujący wpływ promieniowania na gaz jest szeroko stosowany do wykrywania promieniowania, takiego jak promieniowanie alfa , beta , gamma i rentgenowskie . Pierwotne zdarzenie jonizacji w tych instrumentach skutkuje utworzeniem „pary jonowej”; jon dodatni i wolny elektron, w wyniku uderzenia jonu przez promieniowanie na cząsteczki gazu. Komora jonizacyjna jest najprostszą z tych detektorów, i zbiera wszystkie opłaty utworzonych przez bezpośrednią jonizację w gaz poprzez zastosowanie pola elektrycznego.

Rury Geigera-Muller i licznik proporcjonalny używają zjawisko znane jako Townsend lawinowego pomnożyć efekt pierwotnego przypadku jonizujące pomocą efektu kaskadowego przy czym wolne elektrony podano wystarczającej energii pola elektrycznego na uwolnienie dalszych elektronów uderzenie jonów.

Chemia

Oznaczający stan naładowania

Równoważne notacje dla atomu żelaza (Fe), który stracił dwa elektrony, określanego jako żelazawy .

Podczas pisania wzoru chemicznego jonu jego ładunek netto jest zapisywany w indeksie górnym bezpośrednio po strukturze chemicznej cząsteczki / atomu. Opłata netto jest zapisywana jako wielkość przed znakiem; oznacza to, że podwójnie naładowany kation jest oznaczany jako 2+ zamiast +2 . Jednak wielkość ładunku jest pomijana w przypadku pojedynczo naładowanych cząsteczek / atomów; na przykład kation sodu jest oznaczony jako Na +, a nie Na 1+ .

Alternatywnym (i akceptowalnym) sposobem pokazania cząsteczki / atomu z wieloma ładunkami jest wielokrotne wyciąganie znaków, co jest często widoczne w przypadku metali przejściowych. Chemicy czasami zakreślają znak; jest to jedynie ozdobne i nie zmienia znaczenia chemicznego. Wszystkie trzy reprezentacje Fe 2+
, Fe ++ i Fe ⊕⊕ pokazane na rysunku są zatem równoważne.

Mieszane cyfry rzymskie i notacje ładunków jonu uranylu . Stan utlenienia metalu jest oznaczony cyframi rzymskimi z indeksem górnym, podczas gdy ładunek całego kompleksu jest przedstawiony za pomocą symbolu kąta wraz z wielkością i znakiem ładunku netto.

Jony jednoatomowe są czasami oznaczane cyframi rzymskimi, szczególnie w spektroskopii ; na przykład Fe 2+
przykład widziany powyżej jest określany jako Fe ( II ) lub Fe II . Cyfra rzymska oznacza formalny stopień
utlenienia pierwiastka, podczas gdy cyfry indoarabskie z indeksem górnym oznaczają ładunek netto. Dlatego te dwie notacje są wymienne na jony jednoatomowe, ale cyfry rzymskie nie mogą być stosowane do jonów wieloatomowych. Możliwe jest jednak zmieszanie notacji dla pojedynczego centrum metalu z kompleksem wieloatomowym, jak pokazano na przykładzie jonu uranylu.

Podklasy

Jeśli jon zawiera niesparowane elektrony , nazywany jest jonem rodnikowym . Podobnie jak nienaładowane rodniki, jony rodników są bardzo reaktywne. Jony wieloatomowe zawierające tlen, takie jak węglany i siarczany, nazywane są oksyanionami . Jony molekularne, które zawierają co najmniej jedno wiązanie węgla z wodorem, nazywane są jonami organicznymi . Jeśli ładunek jonu organicznego jest formalnie wyśrodkowany na węglu, określa się go jako karbokation (jeśli jest naładowany dodatnio) lub karboanion (jeśli jest naładowany ujemnie).

Tworzenie

Tworzenie jonów jednoatomowych

Jony jednoatomowe powstają w wyniku zdobycia lub utraty elektronów do powłoki walencyjnej (najbardziej zewnętrznej powłoki elektronowej) w atomie. Wewnętrzne powłoki atomu są wypełnione elektronami, które są ściśle związane z dodatnio naładowanym jądrem atomowym , a więc nie biorą udziału w tego rodzaju oddziaływaniu chemicznym. Proces uzyskiwania lub utraty elektronów z neutralnego atomu lub cząsteczki nazywa się jonizacją .

Atomy mogą być jonizowane przez bombardowanie promieniowaniem , ale bardziej powszechnym procesem jonizacji spotykanym w chemii jest przenoszenie elektronów między atomami lub cząsteczkami. Przeniesienie to jest zwykle napędzane przez uzyskanie stabilnych („zamkniętej powłoki”) konfiguracji elektronicznych. Atomy zyskują lub tracą elektrony w zależności od tego, które działanie zabiera najmniej energii.

Na przykład atom sodu Na ma pojedynczy elektron w swojej powłoce walencyjnej, otaczający 2 stabilne, wypełnione wewnętrzne powłoki składające się z 2 i 8 elektronów. Ponieważ te wypełnione powłoki są bardzo stabilne, atom sodu ma tendencję do utraty dodatkowego elektronu i osiągania tej stabilnej konfiguracji, stając się w tym procesie kationem sodu

Na → Na +
+
mi -

Z drugiej strony atom chloru , Cl, ma 7 elektronów w swojej powłoce walencyjnej, czyli o jeden mniej niż stabilna, wypełniona powłoka z 8 elektronami. W ten sposób atom chloru ma tendencję do uzyskiwania dodatkowego elektronu i stabilnej konfiguracji 8-elektronowej, stając się w procesie anionem chlorkowym:

Cl +
mi -
Cl -

Ta siła napędowa powoduje, że sód i chlor przechodzą reakcję chemiczną, w której „dodatkowy” elektron jest przenoszony z sodu na chlor, tworząc kationy sodu i aniony chlorkowe. Będąc przeciwnie naładowanymi, te kationy i aniony tworzą wiązania jonowe i łączą się, tworząc chlorek sodu , NaCl, bardziej znany jako sól kuchenna.

Na +
+ Cl -
→ NaCl

Tworzenie jonów poliatomowych i molekularnych

Elektrostatyczny potencjał mapa jonu azotanowego ( NR -
3
). Trójwymiarowa powłoka reprezentuje pojedynczy arbitralny izopotencjał .

Jony wieloatomowe i molekularne są często tworzone przez gromadzenie lub utratę jonów elementarnych, takich jak proton, H +
, w neutralnych cząsteczkach. Na przykład, gdy amoniak , NH
3
przyjmuje proton, H. +
—Proces zwany protonacją — tworzy jon amonowy NH +
4
. Amoniak i amon mają taką samą liczbę elektronów w zasadniczo tej samej konfiguracji elektronicznej , ale amoniak ma dodatkowy proton, który nadaje mu dodatni ładunek netto.

Amoniak może również stracić elektron, aby uzyskać ładunek dodatni, tworząc jon NH +
3
. Jednak jon ten jest niestabilny, ponieważ ma niepełną powłokę walencyjną wokół atomu azotu, co czyni go bardzo reaktywnym jonem rodnikowym .

Ze względu na niestabilność jonów rodnikowych, jony poliatomowe i molekularne są zwykle tworzone przez gromadzenie lub utratę jonów elementarnych, takich jak H +
zamiast pozyskiwać lub tracić elektrony. Pozwala to cząsteczce zachować stabilną konfigurację elektronową podczas uzyskiwania ładunku elektrycznego.

Potencjał jonizacyjny

Energii potrzebnej do oderwania elektronu w najniższym stanie energetycznym z atomem lub cząsteczką gazu o ładunku elektrycznym netto mniej nazywa się potencjał jonizacji lub energia jonizacji . N p energia jonizacji atomu jest energia wymagana do odłączenia jej n th elektronów po pierwszym n - 1 elektrony już oderwany.

Każda kolejna energia jonizacji jest znacznie większa od poprzedniej. Szczególnie duży wzrost występuje po wyczerpaniu dowolnego bloku orbitali atomowych przez elektrony. Z tego powodu jony mają tendencję do formowania się w sposób, który pozostawia je z pełnymi blokami orbitalnymi. Na przykład sód ma jeden elektron walencyjny w swojej najbardziej zewnętrznej powłoce, więc w formie zjonizowanej jest powszechnie spotykany z jednym utraconym elektronem, jako Na +
. Po drugiej stronie układu okresowego, chlor ma siedem elektronów walencyjnych, więc w formie zjonizowanej jest powszechnie spotykany z jednym uzyskanym elektronem, ponieważ Cl -
. Cez ma najniższą zmierzoną energię jonizacji ze wszystkich pierwiastków, a hel ma największą. Ogólnie energia jonizacji metali jest znacznie niższa niż energia jonizacji niemetali , dlatego generalnie metale tracą elektrony, tworząc dodatnio naładowane jony, a niemetale uzyskują elektrony, tworząc jony naładowane ujemnie.

Wiązanie jonowe

Wiązanie jonowe to rodzaj wiązania chemicznego, które powstaje w wyniku wzajemnego przyciągania się przeciwnie naładowanych jonów. Jony o podobnym ładunku odpychają się, a jony o przeciwnym ładunku przyciągają się. Dlatego jony zwykle nie istnieją samodzielnie, ale będą wiązać się z jonami o przeciwnym ładunku, tworząc sieć krystaliczną . Powstały związek nazywany jest związkiem jonowym i mówi się, że jest utrzymywany razem przez wiązanie jonowe . W związkach jonowych powstają charakterystyczne odległości między sąsiadami jonów, z których można wyprowadzić rozszerzenie przestrzenne i promień jonowy poszczególnych jonów.

Najbardziej powszechny rodzaj wiązania jonowego występuje w związkach metali i niemetali (z wyjątkiem gazów szlachetnych , które rzadko tworzą związki chemiczne). Metale charakteryzują się niewielką liczbą elektronów przekraczającą stabilną, zamkniętą konfigurację elektronową. W związku z tym mają tendencję do utraty tych dodatkowych elektronów w celu uzyskania stabilnej konfiguracji. Ta właściwość jest znana jako elektropozytywność . Z drugiej strony niemetale charakteryzują się konfiguracją elektronów, której brakuje zaledwie kilku elektronów do stabilnej konfiguracji. W związku z tym mają tendencję do pozyskiwania większej liczby elektronów w celu uzyskania stabilnej konfiguracji. Ta tendencja jest znana jako elektroujemność . Kiedy metal wysoce elektrododatni łączy się z silnie elektroujemnym niemetalem, dodatkowe elektrony z atomów metalu są przenoszone na niemetalowe atomy z deficytem elektronów. W tej reakcji powstają kationy metali i aniony niemetalowe, które przyciągają się do siebie, tworząc sól .

Jony wspólne

Wspólne kationy
Nazwa zwyczajowa Formuła Nazwa historyczna
Proste kationy
Aluminium Al 3+
Bar Ba 2+
Beryl Mieć 2+
Wapń Ca 2+
Chrom (III) Cr 3+
Miedź (I) Cu + miedziawy
Miedź (II) Cu 2+ miedziowy
Złoto (I) Au + złotawy
Złoto (III) Au 3+ złotawy
Wodór H +
Żelazo (II) Fe 2+ żelazawy
Żelazo (III) Fe 3+ żelazowy
Ołów (II) Pb 2+ hydrauliczny
Ołów (IV) Pb 4+ ołowiowy
Lit Li +
Magnez Mg 2+
Mangan (II) Mn 2+ manganowy
Mangan (III) Mn 3+ manganowy
Mangan (IV) Mn 4+
Merkury (II) Hg 2+ rtęciowy
Potas K + kalic
Srebro Ag + argentous
Sód Na + natric
Stront Sr 2+
Cyna (II) Sn 2+ cynawy
Cyna (IV) Sn 4+ cynowy
Cynk Zn 2+
Kationy wieloatomowe
Amon NH +
4
Hydronium H 3 O +
Merkury (I) Hg 2+
2
rtęciowy
Wspólne aniony
Imie formalne Formuła Alt. Nazwa
Proste aniony
Azydek N -
3
Bromek Br -
Węglik C -
Chlorek Cl -
Fluorek F -
Wodorek H -
Jodek Ja -
Azotek N 3−
Fosforek P 3−
Tlenek O 2−
Siarczek S 2−
Selenid Se 2−
Oksoaniony ( jony wieloatomowe )
Węglan WSPÓŁ 2
3
Chloran ClO -
3
Chromian CrO 2-
4
Dichromian Cr
2
O 2
7
Diwodorofosforan H.
2
PO -
4
Węglan wodoru HCO -
3
dwuwęglan
Siarczan wodoru HSO -
4
wodorosiarczan
Siarczyn wodoru HSO -
3
wodorosiarczyn
Wodorotlenek OH -
Podchloryn ClO -
Fosforan jednowodorowy HPO 2-
4
Azotan NIE -
3
Azotyn NIE -
2
Nadchloran ClO -
4
Nadmanganian MnO -
4
Nadtlenek O 2
2
Fosforan PO 3
4
Siarczan WIĘC 2-
4
Siarczyn WIĘC 2
3
Ponadtlenek O -
2
Tiosiarczan S
2
O 2
3
Krzemian SiO 4
4
Metakrzemian SiO 2
3
Krzemian glinu AlSiO -
4
Aniony kwasów organicznych
Octan CH
3
GRUCHAĆ -
etanian
Mrówczan HCOO -
metanian
Szczawian do
2
O 2-
4
etanodionat
Cyjanek CN -

Zobacz też

Bibliografia