مقالات

4.7: الأيونات: خسارة واكتساب الإلكترونات - الرياضيات


أهداف التعلم

  • حدد نوعي الأيونات.

لا تحتوي معظم الذرات على ثمانية إلكترونات في غلافها الإلكتروني التكافؤ. تحتوي بعض الذرات على عدد قليل من الإلكترونات في غلافها الخارجي ، بينما تفتقر بعض الذرات إلى إلكترون واحد أو إلكترونين فقط للحصول على ثماني بتات. في الحالات التي تحتوي فيها الذرة على ثلاثة إلكترونات تكافؤ أو أقل ، قد تفقد الذرة إلكترونات التكافؤ بسهولة تامة حتى يصبح ما تبقى هو غلاف سفلي يحتوي على ثماني بتات. تكتسب الذرات التي تفقد إلكتروناتها شحنة موجبة نتيجة لذلك لأنها تترك عددًا أقل من الإلكترونات السالبة الشحنة لموازنة الشحنات الموجبة للبروتونات في النواة. تسمى الأيونات موجبة الشحنة الايونات الموجبة. تصبح معظم المعادن كاتيونات عندما تصنع مركبات أيونية.

الايونات الموجبة

من المحتمل أن تحقق ذرة الصوديوم المحايدة ثماني بتات في غلافها الخارجي بفقدان إلكترون التكافؤ الواحد.

[ ce {Na rightarrow Na ^ {+} + e ^ {-}} ]

ينتج الكاتيون بهذه الطريقة نا+، يسمى أيون الصوديوم لتمييزه عن العنصر. الغلاف الخارجي لأيون الصوديوم هو الغلاف الإلكتروني الثاني الذي يحتوي على ثمانية إلكترونات. تم استيفاء قاعدة الثمانيات. الشكل ( PageIndex {1} ) هو تصوير رسومي لهذه العملية.

الشكل ( PageIndex {1} ): تكوين أيون الصوديوم. على اليسار ، تحتوي ذرة الصوديوم على 11 إلكترونًا. على اليمين ، يحتوي أيون الصوديوم على 10 إلكترونات وشحنة 1+.

الأنيونات

تحتوي بعض الذرات على ما يقرب من ثمانية إلكترونات في غلاف التكافؤ الخاص بها ويمكن أن تكتسب إلكترونات تكافؤ إضافية حتى يكون لديها ثماني بتات. عندما تكتسب هذه الذرات إلكترونات ، فإنها تكتسب شحنة سالبة لأنها تمتلك الآن إلكترونات أكثر من البروتونات. تسمى الأيونات سالبة الشحنة الأنيونات. تصبح معظم اللافلزات أنيونات عندما تصنع مركبات أيونية.

تحتوي ذرة الكلور المحايدة على سبعة إلكترونات في غلافها الخارجي. هناك حاجة إلى إلكترون واحد فقط لتحقيق ثماني بتات في غلاف تكافؤ الكلور. (في ملح الطعام ، يأتي هذا الإلكترون من ذرة الصوديوم).

[ ce {e ^ {-} + Cl -> Cl ^ {-}} ]

في هذه الحالة ، يحتوي الأيون على نفس الغلاف الخارجي للذرة الأصلية ، ولكن الآن يحتوي هذا الغلاف على ثمانية إلكترونات فيه. مرة أخرى ، تم استيفاء قاعدة الثمانيات. الأنيون الناتج ، Cl، يسمى أيون الكلوريد ؛ لاحظ التغيير الطفيف في اللاحقة (-بيئة تطوير متكاملة بدلا من -ine) لإنشاء اسم هذا الأنيون. الشكل ( PageIndex {2} ) هو تصوير رسومي لهذه العملية.

الشكل ( PageIndex {2} ): تكوين أيون الكلور. على اليسار ، تحتوي ذرة الكلور على 17 إلكترونًا. على اليمين ، يحتوي أيون الكلوريد على 18 إلكترونًا وشحنه 1−.

يتم نطق أسماء الأيونات الموجبة والسالبة على التوالي.

في كثير من الحالات ، تشكل العناصر التي تنتمي إلى نفس المجموعة (العمود الرأسي) في الجدول الدوري أيونات بنفس الشحنة لأنها تحتوي على نفس عدد إلكترونات التكافؤ. وبالتالي ، يصبح الجدول الدوري أداة لتذكر الشحنات على العديد من الأيونات. على سبيل المثال ، جميع الأيونات المصنوعة من الفلزات القلوية ، العمود الأول في الجدول الدوري ، لها شحنة 1+. الأيونات المصنوعة من معادن الأرض القلوية ، المجموعة الثانية في الجدول الدوري ، لها شحنة 2+. على الجانب الآخر من الجدول الدوري ، يشكل العمود التالي إلى الأخير ، الهالوجينات ، أيونات ذات شحنة 1−. يوضح الشكل ( PageIndex {3} ) كيف يمكن توقع شحنة العديد من الأيونات من خلال موقع عنصر في الجدول الدوري. لاحظ اصطلاح كتابة الرقم أولاً ثم العلامة على أيون بشحنات متعددة. الكاتيون الباريوم مكتوب Ba2+وليس با+2.

الشكل ( PageIndex {3} ): توقع الشحنات الأيونية. الشحنة التي تكتسبها الذرة عندما تصبح أيونًا مرتبطة ببنية الجدول الدوري. داخل مجموعة (عائلة) من العناصر ، تشكل الذرات أيونات ذات شحنة معينة.

المساهمات والسمات


السؤال # aec3a

ليس تماما. يمكن لذرات العناصر أن تكتسب أو تفقد إلكترونات وتصبح أيونات. الأيونات هي جسيمات مشحونة اكتسبت أو فقدت إلكترونات. يمكن لذرات العناصر أن تكتسب أو تفقد إلكترونات لتكوين أيونات أحادية الذرة (مصنوعة من ذرة واحدة من عنصر).

تنتج ذرات العناصر التي تكتسب إلكترونات شحنة سالبة ، مثل أيون الكبريتيد ، # "S" ^ (2 -) # ، والذي ينتج عندما تكتسب ذرة الكبريت إلكترونين أو أيون الكلوريد ، # "Cl" ^ - # ، والذي ينتج عندما تكتسب ذرة الكلور إلكترونًا واحدًا.

تنتج ذرات العناصر التي تفقد الإلكترونات شحنة موجبة ، مثل أيون الألومنيوم ، # "Al" ^ (3 +) # ، والذي ينتج عندما تفقد ذرة الألومنيوم ثلاثة إلكترونات أو أيون المغنيسيوم ، # "Mg" ^ (2 +) # ، والذي ينتج عندما تفقد ذرة المغنيسيوم إلكترونين.

هناك أيضًا أيونات متعددة الذرات ، وكلها تقريبًا مشحونة سالبًا. تتشكل عندما تترابط ذرتان أو أكثر من عناصر مختلفة تساهميًا ، ولكن ينتهي بها الأمر مع إلكترون إضافي واحد أو أكثر. أحد الأمثلة على ذلك ، أيون الكبريتات # "SO" _4 "^ (2 -) # ، يتكون من ذرة كبريت مركزية مرتبطة تساهميًا بأربع ذرات أكسجين ، مما يؤدي إلى تكوين شحنة سالبة.

في بعض الظروف ، من الممكن أن تحتوي العناصر على أيونات.

في الترابط المعدني ، نفترض أن الإلكترونات الخارجية ليست موضعية لذرة معينة ولكنها حرة في التحرك في جميع أنحاء البلورة

لذلك لدينا أيونات معدنية محاطة بـ "بحر" من الإلكترونات السالبة.

يفسر هذا النموذج بعض الخصائص الفيزيائية للمعادن. فهي مرنة وقابلة للطرق وهي موصلة جيدة للكهرباء.

ومع ذلك ، لا تضيع الإلكترونات كما هو الحال في الترابط الأيوني ، لذلك لا يمكننا كتابة رمز مثل #Na ^ + #.

يمكن تأيين الغازات عند الفولتية العالية. يمكن للإلكترون عالي الطاقة أن "يقطع" إلكترونًا من جزيء متعادل:

يحدث هذا في التفريغ الكهربائي.

عند درجة حرارة عالية جدًا ، تحتوي البلازما على أيونات غازية في حالة توازن مع الإلكترونات. يُشار إلى هذا أحيانًا باسم "الحالة الرابعة للمادة".


كم عدد الإلكترونات التي يكتسبها / يفقدها المغنيسيوم وما هي تكلفة الأيون الذي يتكون منه؟

المغنيسيوم معدن من المجموعة 2. المعادن هي تلك العناصر التي تفقد الإلكترونات. عندما يفقد عنصر إلكترونًا ، يكتسب شحنة موجبة. وذلك لأن الشحنة الموجبة للبروتونات والشحنة السالبة للإلكترونات متساوية في الذرة (لأن عدد البروتونات والنيوترونات متساوي). لذلك ، فإن صافي الشحنة على الذرة هو صفر. الآن ، عند إزالة أي عدد من الإلكترونات من الذرة ، يكون هناك خلل في الشحنة وتهيمن الشحنة الموجبة. هذا هو السبب في أن الشحنة الصافية للأيون تصبح موجبة. تُعرف الأيونات الموجبة باسم الكاتيونات.

كونه في المجموعة الثانية ، يفقد المغنيسيوم إلكترونين لتكوين أيون موجب.
صيغة أيون المغنيسيوم هي:
ملغ 2+
(يتم فقد إلكترونين ، وبالتالي فإن الشحنة موجبة مزدوجة)

أتمنى أن أكون قد أعطيت الإجابة التي كنت تبحث عنها. أتمنى لك يوما عظيما!

قد يعجبك ايضا.

يمكننا أن نستنتج أن العنصر هو الألومنيوم لأنه يحتوي على عدد ذري ​​13. رمز الألومنيوم.

19 بروتونات و 18 إلكترونًا.

ما هو التفاعل بين هيبوكلوريد الصوديوم ونترات البوتاسيوم.

12 إلكترونًا و 12 بروتونًا و 12 نيوترونًا.

Mg = 2+ Cl = 1- يجب أن تساوي الصيغة الكيميائية لكلوريد المغنيسيوم شحنة صافية قدرها صفر.

الذرية لا. من Fe = 26 فقد Fe3 + أيون 3 من إلكتروناته للوصول إلى هذه الحالة ، لذلك ، الحديد (Fe).

يحتوي على 38 بروتونًا و 36 إلكترونًا و 47 نيوترونًا.

2 Mg + O2 - & gt 2 MgO 0.432 g الكثير من Mg لـ 0.130 جم من O2 للحرق ، لذا استخدم كمية O2.

كم عدد المثلثات التي يتم تكوينها برسم أقطار من رأس واحد في خماسي الأضلاع؟ ما هو مجموع.


CH104: الكيمياء والبيئة

تم نشر هذا النص بموجب ترخيص المشاع الإبداعي ، للإشارة إليه والتكيف معه ، الرجاء النقر هنا.

3.1 مقدمة إلى قاعدة الثمانية

3.2 الأيونات والجدول الدوري

الكاتيونات المشتركة

الأنيونات المشتركة

أيونات المعادن الانتقالية

3.3 الترابط الأيوني

3.4 تدرب على كتابة المعادلات الأيونية الصحيحة

3.5 تسمية الأيونات والمركبات الأيونية

3.6 أيونات متعددة الذرات

3.7 تسمية أيونات متعددة الذرات

3.8 خصائص وأنواع المركبات الأيونية

3.9 أرهينيوس الأحماض والقواعد

3.10 التركيز على البيئة & # 8211 المطر الحمضي

3.11 ملخص الفصل

3.12 المراجع

3.1 مقدمة إلى قاعدة الثمانية

حتى الآن ما زلنا نناقش فقط الأشكال الأولية للذرات المشحونة بشكل محايد. وذلك لأن عدد الإلكترونات (السالبة في الشحنة) يساوي عدد البروتونات (موجب في الشحنة). الشحنة الكلية على الذرة تساوي صفرًا ، لأن مقدار الشحنة السالبة يساوي حجم الشحنة الموجبة. ومع ذلك ، فإن نسبة الشحنات من واحد إلى واحد ليست الحالة الأكثر شيوعًا للعديد من العناصر. الانحرافات عن هذه النسبة ينتج عنها جسيمات مشحونة تسمى الأيونات.

في جميع أنحاء الطبيعة ، تميل الأشياء عالية الطاقة إلى التحرك نحو حالات طاقة أقل. تكون تكوينات الطاقة المنخفضة أكثر استقرارًا ، لذلك يتم توجيه الأشياء نحوها بشكل طبيعي. بالنسبة للذرات ، يتم تمثيل حالات الطاقة المنخفضة هذه بواسطة عناصر الغاز النبيل. هذه العناصر لها تكوينات الكترونية تتميز بالكامل س و ص قشور فرعية. هذا يجعلها مستقرة وغير متفاعلة. هم بالفعل في حالة طاقة منخفضة ، لذلك يميلون إلى البقاء كما هم.

العناصر في المجموعات الأخرى لها قشرة فرعية غير ممتلئة ، لذا فهي غير مستقرة عند مقارنتها بالغازات النبيلة. يقودهم عدم الاستقرار هذا نحو حالات الطاقة المنخفضة التي تمثلها الغازات النبيلة القريبة في الجدول الدوري. في حالات الطاقة المنخفضة هذه ، يحتوي المستوى الخارجي للطاقة على ثمانية إلكترونات ("ثماني بتات"). يُشار إلى ميل الذرة نحو التكوين الذي تمتلك فيه ثمانية إلكترونات تكافؤ بـ "القاعدة الثماني.

هناك طريقتان للذرة التي لا تحتوي على ثماني بتات من إلكترونات التكافؤ للحصول على ثماني بتات في غلافها الخارجي. إحدى الطرق هي نقل الإلكترونات بين ذرتين حتى تحتوي كلتا الذرتين على ثماني بتات. نظرًا لأن بعض الذرات تفقد الإلكترونات وتكتسب بعض الذرات إلكترونات ، فلا يوجد تغيير إجمالي في عدد الإلكترونات ، ولكن مع نقل الإلكترونات تكتسب الذرات الفردية شحنة كهربائية غير صفرية. تلك التي تفقد إلكترونات تصبح موجبة الشحنة ، وتلك التي تكتسب إلكترونات تصبح سالبة الشحنة. تذكر أن الذرات التي تحمل شحنة موجبة أو سالبة تسمى أيونات. إذا اكتسبت ذرة إلكترونًا واحدًا أو أكثر ، فإنها تكون سالبة الشحنة وتسمى أنيون. إذا فقدت ذرة إلكترونًا واحدًا أو أكثر ، فإنها تحمل شحنة موجبة وتسمى أ الكاتيون. نظرًا لأن الشحنات المعاكسة تتجاذب (بينما تتنافر الشحنات) ، فإن هذه الأيونات ذات الشحنة المعاكسة تجذب بعضها البعض ، وتتشكل الرابطة الأيونية. المركبات الناتجة تسمى المركبات الأيونية.

الطريقة الثانية للحصول على ذرة من الإلكترونات هي مشاركة الإلكترونات مع ذرة أخرى. تحتل هذه الإلكترونات المشتركة في نفس الوقت الغلاف الخارجي لكلتا الذرتين. تسمى الرابطة التي يتم تكوينها عن طريق مشاركة الإلكترون أ الرابطة التساهمية. سيتم مناقشة الترابط التساهمي والمركبات التساهمية في الفصل 4 & # 8220 الترابط التساهمي والمركبات الجزيئية البسيطة ".

في نهاية الفصل 2 ، تعلمنا كيفية رسم رموز نقطة الإلكترون لتمثيل إلكترونات التكافؤ لكل من العائلات الأولية. ستكون هذه المهارة مفيدة في التعرف على الأيونات والترابط الأيوني. بالنظر إلى الشكل 3.1 ، لاحظ عائلة عناصر الغازات النبيلة. يشير رمز نقطة الإلكترون لعائلة نوبل غاز بوضوح إلى أن غلاف إلكترون التكافؤ ممتلئ تمامًا بثمانية إلكترونات. إذا نظرت إلى العائلات الأخرى ، يمكنك معرفة عدد الإلكترونات التي سيحتاجون إلى اكتسابها أو فقدها للوصول إلى حالة الثماني. أعلاه ، لاحظنا أن العناصر هي الأكثر استقرارًا عندما تصل إلى حالة الثماني. ومع ذلك ، تجدر الإشارة أيضًا إلى أن الإسكان المرتفع بشكل مفرط سلبي أو شحنة موجبة أمر غير موات. وبالتالي ، ستصل العناصر إلى حالة الثماني وتحافظ أيضًا على أقل شحنة ممكنة. ستلاحظ أنه بالنسبة لمجموعات IA و IIA و IIIA ومعادن انتقالية ، من الأكثر اقتصادا أن تفقد الإلكترونات (1-3 إلكترونات) من غلاف التكافؤ الخاص بها للوصول إلى حالة الثماني ، بدلاً من اكتساب 5-7 إلكترونات. وبالمثل ، تميل أعمدة المجموعة الرئيسية VA و VIA و VIIA إلى اكتساب إلكترونات (1-3) لإكمال ثماني بتات ، بدلاً من فقدان 5-7 إلكترونات. توجد بعض الذرات ، مثل الكربون ، في الوسط مباشرة. لا تحب هذه الذرات اكتساب أو فقدان الإلكترونات ، لكنها تميل إلى تفضيل نموذج المشاركة في الترابط الكيميائي. ستركز الأقسام المتبقية من هذا الفصل على تكوين الأيونات والمركبات الأيونية الناتجة.

الشكل 3.1 الجدول الدوري مع الرموز النقطية للإلكترون.

الشكل 3.2 التأين داخل المجال الكهربائي. (أ) تصوير لنيران St. Elmo & # 8217s على أطراف سفينة وصواري # 8217. (ب) في العديد من تطبيقات الجهد العالي ، يعتبر تأين البلازما من الآثار الجانبية غير المرغوب فيها. تظهر صورة التعريض الطويل لتفريغ الهالة على سلسلة عازلة لخط طاقة علوي بجهد 500 كيلو فولت. يمثل هذا النوع من تفريغ البلازما خسارة كبيرة في الطاقة للمرافق الكهربائية.

صورت في (أ) بواسطة: مؤلف مجهول

صورت في أ (ب) بواسطة: Nitromethane

3.2 الأيونات والجدول الدوري

العناصر الموجودة على الجانب الأيمن من الجدول الدوري ، اللافلزات ، تكتسب الإلكترونات اللازمة للوصول إلى التكوين الإلكتروني المستقر لأقرب غاز نبيل. العناصر الموجودة على الجانب الأيسر من الجدول الدوري ، المعادن ، تفقد الإلكترونات اللازمة للوصول إلى التكوين الإلكتروني لأقرب غاز نبيل. يمكن أن تختلف عناصر الانتقال في كيفية تحركها نحو تكوينات طاقة أقل.

الكاتيونات المشتركة

تشكل عناصر المجموعة IA أيونات بتهمة +1. يفقدون إلكترونًا واحدًا عند التأين ، وينتقلون إلى التكوين الإلكتروني للغاز النبيل السابق. على سبيل المثال كما هو موضح في الشكل 3.3 ، عندما تتأين ذرة الصوديوم (Na) ، فإنها تفقد أحد إلكتروناتها الـ 11 ، لتصبح أيون الصوديوم (Na +) بتكوين الإلكترون الذي يشبه الغاز النبيل السابق ، النيون. يحتوي أيون الصوديوم على إلكترون واحد أقل من عدد البروتونات ، لذلك فهو يحتوي على شحنة موجبة واحدة ويسمى الكاتيون.

الشكل 3.3 تشكيل أيون الصوديوم. يميل الصوديوم إلى فقد إلكترون غلاف التكافؤ في الغلاف الثالث أثناء تكوين الرابطة الأيونية. تُترك مع ثماني بتات كاملة في الغلاف الثاني ولديها الآن التكوين الإلكتروني للنيون. لاحظ أنه لا يزال يحتوي على نفس عدد البروتونات (11) مثل ذرة الصوديوم الأصلية ويحتفظ بهوية الصوديوم. ومع ذلك ، يوجد الآن 10 إلكترونات فقط داخل سحابة الإلكترون ، مما ينتج عنه صافي شحنة موجبة (+1).

عند فقدان هذا الإلكترون ، يحتوي أيون الصوديوم الآن على ثمانٍ من الإلكترونات من مستوى الطاقة الأساسي الثاني. توضح المعادلة أدناه هذه العملية.

نا → Na + + e -

1 ثانية 2 2 ثانية 2 2 ص 6 3 س 1 1 ثانية 2 2 ثانية 2 2 ص 6 (ثماني)

إن تكوين الإلكترون لأيون الصوديوم هو الآن نفس تكوين نيون الغاز النبيل. على المدى متساوي الكتروني يشير إلى ذرة وأيون ذرة مختلفة (أو أيونين مختلفين) لهما نفس تكوين الإلكترون. أيون الصوديوم متساوي إلكتروني مع ذرة النيون. ضع في اعتبارك عملية مماثلة باستخدام المغنيسيوم والألمنيوم:

ملغ → ملغ 2 + + 2 ه -

1 ثانية 2 2 ثانية 2 2 ص 6 3 ثانية 2 1 ثانية 2 2 ثانية 2 2 ص 6 (ثماني)

Al → Al 3 + 3 e -

1 ثانية 2 2 ثانية 2 2 ص 6 3 ثانية 2 3 ص 1 1 ثانية 2 2 ثانية 2 2 ص 6 (ثماني)

في هذه الحالة ، تفقد ذرة المغنيسيوم إلكترونين التكافؤ من أجل تحقيق نفس تكوين الغازات النبيلة. تفقد ذرة الألمنيوم إلكترونات التكافؤ الثلاثة الخاصة بها. إن أيون Mg 2 + ، وأيون Al 3 + ، وأيون Na + ، وذرة N e الأساسية كلها متساوية الإلكترون. بالنسبة لمعظم العناصر في ظل الظروف النموذجية ، فإن ثلاثة إلكترونات هي الحد الأقصى للعدد الذي سيتم فقده أو اكتسابه. يمكن فقط للذرات الكبيرة ، مثل الرصاص واليورانيوم ، أن تحمل حالات شحن أكبر.

بشكل عام ، تفقد عناصر المجموعة IIA إلكترونين تكافؤين للوصول إلى التكوين الإلكتروني للغاز النبيل الذي يسبقها في الجدول الدوري وتفقد عناصر المجموعة IIIA ثلاثة إلكترونات لتكوين أيونات بشحنة +3. وهذا يعطيهم التكوين الإلكتروني للغاز النبيل الذي يسبقهم في الجدول الدوري.

وبينما يوجد الهيدروجين في العمود الأول ، فإنه لا يعتبر معدنًا قلويًا ، وبالتالي لا يندرج تحت نفس تصنيف العناصر الموجودة أسفله في الجدول الدوري. هذا لأن الهيدروجين يحتوي فقط على س-قشرة فرعية ويمكن أن تستوعب ما مجموعه إلكترونين فقط ليتم ملؤها والحصول على التكوين الإلكتروني للهيليوم. وبالتالي ، بدلاً من اتباع قاعدة الثمانيات ، فإنها تصل إلى قدر أكبر من الاستقرار من خلال اكتساب "ثنائي" من الإلكترونات من خلال الترابط مع ذرات أخرى. وبالتالي ، يمكن للهيدروجين تكوين روابط تساهمية وروابط أيونية ، اعتمادًا على العنصر الذي يتفاعل معه. عندما تشارك في الروابط الأيونية ، فإنها في أغلب الأحيان تفقد إلكترونها مكونًا كاتيون +1. لاحظ أن الهيدروجين لديه إلكترون واحد فقط لتبدأ به ، لذلك عندما يفقد إلكترونًا في الحالة المتأينة ، لا يتبقى سوى بروتون واحد في نواة الذرة. وبالتالي ، عندما يتأين الهيدروجين إلى H + ، غالبًا ما يشار إليه باسم أ بروتون. يمكن أيضًا أن يتأين ، مكونًا -1 أنيون. في هذه الحالة ، يتم تسمية الأنيون H & # 8211 باستخدام الاصطلاح القياسي الذي يشكل أيون الهيدريد. أثناء تأين الهيدروجين ، تكون حالة H + أكثر شيوعًا من حالة H & # 8211. بالإضافة إلى ذلك ، فإن H + أيون مهم جدًا في كيمياء الأحماض. الأحماض تُعرّف على أنها مركبات تتبرع بأيونات H + في المحاليل المائية ، وستتم مناقشتها بمزيد من التفصيل في الفصل 9

الأنيونات المشتركة

تميل العناصر الموجودة على الجانب الآخر من الجدول الدوري ، وهي اللافلزات ، إلى اكتساب الإلكترونات من أجل الوصول إلى تكوينات الإلكترون المستقرة للغازات النبيلة التي تأتي بعدها في الجدول الدوري.

تكتسب عناصر المجموعة VIIA إلكترونًا واحدًا عندما تتأين ، وتحصل على شحنة -1. على سبيل المثال ، كما هو موضح في الشكل 3.4 ، يكتسب الكلور (Cl) ، عندما يتأين ، إلكترونًا للوصول إلى التكوين الإلكتروني للغاز النبيل الذي يتبعه في الجدول الدوري ، وهو الأرجون. هذا يعطيه شحنة سالبة واحدة ، وهو الآن أيون كلوريد (Cl & # 8211) لاحظ التغيير الطفيف في اللاحقة (-ide بدلاً من -ine) لإنشاء اسم هذا الأنيون.

الشكل 3.4 تكوين أيون كلوريد. على اليسار ، تحتوي ذرة الكلور على 17 إلكترونًا. على اليمين ، اكتسب أيون الكلوريد إلكترونًا إضافيًا ليصبح المجموع 18 إلكترونًا وشحنة واحدة. لاحظ أن أيون الكلوريد قد ملأ غلافه الخارجي الآن ويحتوي على ثمانية إلكترونات ، مُرضية بذلك قاعدة الثمانيات.

تكتسب عناصر المجموعة VIA إلكترونين عند التأين ، وتحصل على شحنتين وتصل إلى تكوينات الإلكترون للغازات النبيلة التي تتبعها في الجدول الدوري.بينما ، تكتسب عناصر المجموعة VA ثلاثة إلكترونات ، وتحصل على -3 شحنة وتصل أيضًا إلى تكوينات الإلكترون للغازات النبيلة التي تتبع في الجدول الدوري.

عندما تكتسب الذرات اللافلزية إلكترونات ، فإنها تفعل ذلك غالبًا حتى يصل مستوى طاقتها الأساسي الخارجي إلى ثماني بتات. هذه العملية موضحة أدناه لعناصر الفلور والأكسجين والنيتروجين.

F + ه - → ف -

1 ثانية 2 2 ثانية 2 2 ص 5 1 ثانية 2 2 ثانية 2 2 ص 6 (ثماني)

O + 2 e - → O 2 -

1 ثانية 2 2 ثانية 2 2 ص 4 1 ثانية 2 2 ثانية 2 2 ص 6 (ثماني)

N + 3 e - → N 3 -

1 ثانية 2 2 ثانية 2 2 ص 3 1 ثانية 2 2 ثانية 2 2 ص 6 (ثماني)

كل هذه الأنيونات متساوية الإلكترون مع بعضها البعض ومع النيون. كما أنها متساوية الإلكترون مع الكاتيونات الثلاثة من القسم السابق. في ظل الظروف النموذجية ، تكون ثلاثة إلكترونات هي الحد الأقصى الذي سيتم اكتسابه في تكوين الأنيونات.

من المهم عدم إساءة تفسير مفهوم كونك إلكترونيًا متساويًا. يختلف أيون الصوديوم كثيرًا عن ذرة النيون لأن نوى الاثنين تحتوي على أعداد مختلفة من البروتونات. أحدهما أيون أساسي وهو جزء من ملح الطعام ، والآخر عبارة عن غاز غير متفاعل وهو جزء صغير جدًا من الغلاف الجوي. وبالمثل ، تختلف أيونات الصوديوم اختلافًا كبيرًا عن أيونات المغنيسيوم وأيونات الفلوريد وجميع العناصر الأخرى في هذه السلسلة الإلكترونية المتساوية (N 3 - ، O 2 - ، F - ، Ne ، Na + ، Mg 2 + ، Al 3 +)

الشكل 3.5: غاز النيون (أ) وبلورات كلوريد الصوديوم (ب). ذرات النيون وأيونات الصوديوم متساوية الإلكترون. النيون هو غاز عديم اللون وغير متفاعل يضيء بلون أحمر برتقالي مميز في أنبوب تفريغ الغاز. توجد أيونات الصوديوم بشكل شائع في بلورات كلوريد الصوديوم وملح الطعام العادي.

أيونات المعادن الانتقالية

المعادن الانتقالية هي مجموعة مثيرة للاهتمام وصعبة من العناصر. لديهم أنماط محيرة لتوزيع الإلكترونات لا تتبع دائمًا قواعد تعبئة الإلكترون. كما أن التنبؤ بكيفية تكوين الأيونات ليس واضحًا دائمًا.

المعادن الانتقالية تنتمي إلى د- كتلة ، مما يعني أن د- يتم ملء الطبقة الفرعية للإلكترونات بما يصل إلى عشرة إلكترونات. لا يمكن أن تفقد العديد من المعادن الانتقالية ما يكفي من الإلكترونات للوصول إلى تكوين إلكترون من الغازات النبيلة. بالإضافة إلى ذلك ، فإن غالبية المعادن الانتقالية قادرة على اعتماد أيونات بشحنات مختلفة. يفقد الحديد ، الذي يشكل إما Fe 2 + أو Fe 3 + أيونات ، الإلكترونات كما هو موضح أدناه.

Fe → Fe 2 + + 2 e -

[عربي] 3 د 6 4 ث 2 [عربي] 3 د 6

Fe → Fe 3 + + 3 e -

[عربي] 3 د 6 4 ث 2 [عربي] 3 د 5

وفقًا لعملية Aufbau ، تملأ الإلكترونات الـ 4 س المستوى الفرعي قبل البدء لملء 3 د المستوى الفرعي. ومع ذلك ، فإن الأبعد س تعد الإلكترونات دائمًا أول ما يتم إزالته في عملية تكوين الكاتيونات المعدنية الانتقالية. نظرًا لأن المعادن الانتقالية لها إلكترونان تكافؤان ، فإن شحنة 2 + شائعة جدًا لأيوناتها. هذا هو الحال بالنسبة للحديد أعلاه. بالإضافة إلى الحالة 2+ ، يمكن أن يشكل الحديد أيضًا كاتيون 3+. هذا لأن نصف مملوءة د قشرة فرعية ( د 5) مستقر بشكل خاص ، وهو نتيجة فقدان ذرة حديد لإلكترون ثالث.

الشكل 3.6 (أ). الصدأ هو مزيج معقد من أكاسيد الحديد ، من بينها أكسيد الحديد (III) ، Fe 2 O 3. (B) كبريتات الحديد (II) ، FeSO 4 هو مثال لمركب يحتوي على الحديد في الحالة الموجبة 2+. عُرف منذ العصور القديمة بالزاج الأخضر ، وقد استخدم لعدة قرون في صناعة الأحبار.

بعض المعادن الانتقالية التي لديها عدد قليل نسبيا د قد تصل الإلكترونات إلى تكوين إلكترون غاز نبيل. سكانديوم مثال على ذلك.

قد يحصل الآخرون على تكوينات مستقرة بقشرة فرعية كاملة ، مثل الزنك والنحاس.

التكوين الناتج أعلاه ، مع 18 إلكترونًا في مستوى الطاقة الأساسي الخارجي ، يشار إليه باسم a تكوين الإلكترون من الغازات النبيلة الزائفة. إنه يعطي ثباتًا خاصًا لأيونات Zn 2 + و Cu +.

يوضح الشكل 3.7 الحالات الأيونية الأكثر شيوعًا للعناصر ويوضح الحالتين الأيونيتين الأكثر شيوعًا للعناصر التي يمكن أن تشكل أكثر من أيون واحد.

الشكل 3.7 الدول الأيونية المشتركة للعناصر. بالنسبة للعناصر التي لها أكثر من حالة أيونية مشتركة ، يتم سرد كلتا الحالتين. لاحظ أنه عندما يحمل الزئبق شحنة +1 ، فإنه يشكل حالة أيونية متعددة الذرات غير شائعة ، Hg2 2+ حيث تشترك ذرتان من الزئبق في الإلكترونات ، ثم لكل منهما حالة شحن +1 (انظر القسم XX للحصول على مزيد من التفاصيل حول الأيونات المتعددة الذرات والزئبق2 2+). للحصول على نسخة PDF القابلة للطباعة من هذا الجدول (مع الأيونات متعددة الذرات الشائعة) ، انقر فوق الرابط أدناه:

3.3 الترابط الأيوني

تتكون معظم الصخور والمعادن التي تشكل قشرة الأرض من أيونات موجبة وسالبة مرتبطة ببعضها البعض عن طريق الترابط الأيوني. المركب الأيوني هو مركب محايد كهربائيًا يتكون من أيونات موجبة وسالبة. أنت على دراية ببعض المركبات الأيونية مثل كلوريد الصوديوم (NaCl). تتكون بلورة كلوريد الصوديوم من أعداد متساوية من أيونات الصوديوم الموجبة (Na +) وأيونات الكلوريد السالبة (Cl -).

الأنيونات والكاتيونات لها تهم متعارضة. وبسبب هذا ، فإنهم ينجذبون إلى بعضهم البعض. عندما يتم سحب أنيون وكاتيون معًا بسبب هذا الجذب الكهروستاتيكي ، يمكن أن يشكلوا الرابطة الأيونية. هذا النوع من السندات هو نتيجة الرسوم المتعارضة التي تجذب بعضها البعض ، وهي تختلف عن الأنواع الأخرى من الترابط. اثنين أو أكثر من الأيونات المرتبطة بالجاذبية الكهروستاتيكية تجعل مركب أيوني. أبسط المركبات الأيونية هي المركبات الأيونية الثنائية أو تلك التي تحتوي على ذرتين فقط ، واحدة تعمل كاتيون ، والأخرى تعمل كأنيون. وبالتالي ، سوف نركز على تكوين المركبات الأيونية الثنائية أولاً.

كلوريد الصوديوم ، أو ملح الطعام ، مركب أيوني. دعونا نلقي نظرة على كيفية تشكيلها. أثناء تكوين كلوريد الصوديوم ، يتم أخذ الإلكترون المنبعث من الصوديوم بواسطة الكلور ، مكونًا أيون الكلوريد. يحتوي أيون الكلوريد على إلكترون فائض ، مما يمنحه شحنة -1. نتيجة نقل الإلكترون هذا هو أن كاتيون الصوديوم وأنيون الكلوريد يصبحان مرتبطين من خلال الجذب الكهروستاتيكي ، مكونين كلوريد الصوديوم ، وهو مركب أيوني. لاحظ أن الإلكترونات لا يمكن أن تكون ببساطة & # 8220lost & # 8221 إلى أي مكان على وجه الخصوص ، بل ينتهي بهم الأمر دائمًا بالذهاب إلى ذرة أو جزيء آخر. يمكن تمثيل التفاعلات الأيونية بواسطة مخططات نقطية إلكترونية ، كما هو موضح أدناه لكلوريد الصوديوم.

الرابطة الأيونية هي جاذبية أيون الصوديوم لأيون الكلور. من المعتاد إظهار الكاتيون بدون نقاط حول الرمز للتأكيد على أن مستوى الطاقة الأصلي الذي يحتوي على إلكترون التكافؤ فارغ الآن. يظهر الأنيون الآن مع ثماني بتات كاملة من الإلكترونات. الصيغة النهائية لكلوريد الصوديوم هي NaCl. لاحظ أن كلا الأيونات ممثلة ولكن شحنتها غير معروضة. هذا لأن الشحنة الإجمالية للمركب داخل المركبات الأيونية هي صفر ، أي أن حالات الشحن للكاتيون (الأيونات) والأنيون (الأيونات) المتضمنة في الرابطة يجب أن تقترن بطريقة تجعل عدد الشحنات الموجبة متساوي عدد الشحنات السلبية. بالنسبة إلى كلوريد الصوديوم ، هذه مهمة سهلة لأن أيون كلوريد واحد له شحنة -1 وأيون صوديوم واحد له شحنة موجبة +1 ، مما يلغي كل منهما الآخر إلى الصفر. لاحظ أيضًا أنه في الصيغ الكيميائية ، يأتي الكاتيون دائمًا في المرتبة الأولى ويوضع الأنيون دائمًا في المرتبة الثانية في الصيغة.

بالنسبة لمركب مثل كلوريد المغنيسيوم ، فهو ليس بهذه البساطة. نظرًا لأن المغنيسيوم يحتوي على إلكترونين تكافؤين ، فإنه يحتاج إلى فقد كليهما لتحقيق تكوين الغاز النبيل. لذلك ، ستكون هناك حاجة إلى ذرتين من الكلور.

الصيغة النهائية لكلوريد المغنيسيوم هي MgCl2. لاحظ أن الرمز السفلي (2) الموجود بجوار أيون الكلوريد يشير إلى وجود اثنين من أيونات الكلوريد مقترنة بكل كاتيون مغنيسيوم. عندما يكون هناك أيون واحد فقط موجود في الصيغة ، (أي أيون المغنيسيوم في هذه الحالة) ، فإن الرمز السفلي لأحدهم يكون ضمنيًا بدلاً من إظهاره في الصيغة. كما في حالة كلوريد الصوديوم ، لا توجد رسوم موضحة في الصيغة النهائية لـ MgCl2. هذا لأن الشحنة الموجبة لأيون المغنيسيوم (+2) يتم موازنتها بالشحنة السالبة لأيوني الكلوريد [2 X (-1) = -2] مما يعطي الجزيء الإجمالي شحنة صفرية.

3.4 تدرب على كتابة المعادلات الأيونية الصحيحة

للتنبؤ بالصيغ الكيميائية الصحيحة وكتابتها ، فإن الخطوات الأساسية الأساسية المطلوبة هي (1) معرفة حالات شحن الأيونات و (2) استخدام الرياضيات الأساسية لمساعدتك في تحديد عدد الكاتيونات والأنيونات اللازمة للوصول إلى شحنة صفرية الحالة ، (3) كتابة المنتديات الكيميائية باستخدام الكاتيون أولاً متبوعًا بالأنيون ، و (4) كتابة الصيغة بأقل نسبة من الكاتيونات والأنيونات لإنشاء مركب محايد صافي.

بشكل عام ، تحدث الرابطة الأيونية بين الكاتيون (المتبرع بالإلكترون) والأنيون (متقبل الإلكترون) لتكوين مركب له شحنة محايدة إجمالية. من الجدير بالذكر أن الروابط الأيونية تحدث عادة بين المعدن واللافلزات. سيساعدك هذا في التعرف على المركبات الأيونية بسهولة أكبر ، بمجرد أن نتعرف على الرابطة التساهمية (التي تحدث بشكل شائع بين اثنين من اللافلزات ، أو بين اللافلزات وشبه المعدني (الفلزات).

لذلك ، لنفترض أننا نريد كتابة الصيغة الكيميائية الصحيحة للجزيء الذي يحتوي على Fe 3+ مثل الكاتيون ، و Cl & # 8211 كأنيون. ما هي الصيغة الايونية الصحيحة؟

لبدء هذا النوع من المشاكل ، أوصي برسم صندوق شحن أو جدول شحن لمساعدتك في تتبع عدد الأيونات المستخدمة وشحنات تلك الأيونات والشحنات الموجبة والسالبة الإجمالية على الجزيء. يمكن أن يكون رسم رموز نقطة الإلكترون مفيدًا أيضًا. فيما يلي مثال على صندوق شحن عام

دعونا & # 8217s جربها على سبيل المثال لدينا Fe 3+ و Cl & # 8211. أولاً ، دع & # 8217s يملأ ما نعرفه عن كل عنصر وحالته الأيونية:

الآن لدينا صندوق الشحن الخاص بنا معدة بمعلوماتنا المعروفة. نحتاج الآن إلى معرفة عدد ذرات الكاتيون والأنيون المطلوبة لإلغاء الشحنة الموجبة والسالبة الإجمالية للجزيء الناتج. للقيام بذلك ، غالبًا ما يكون من المفيد استخدام استراتيجية الضرب التبادلي ، حيث تحاول استخدام رقم الشحن للكاتيونات ، كعدد ذرات الأنيون المطلوب ، ورقم شحنة الأنيون كعدد ذرات الكاتيون مطلوب. اضرب كل شحنة أيونية في عدد الذرات لحساب إجمالي الشحنات الأيونية للكاتيون (الأيونات) والأنيون الموجود ثم اجمع هذه الأرقام معًا لإيجاد الشحنة الكلية للمركب. سينقلك هذا عادةً إلى الصيغة الأيونية المستقرة التي لها شحنة محايدة صافية قدرها صفر.

ثم يصبح العمود # من الذرات هو الأحرف السفلية التي تحتاج إلى استخدامها لإنشاء الصيغة الأيونية الصحيحة. في هذه الحالة 1 ذرة من الحديد (Fe) مع 3 ذرات من الكلور (Cl) لصيغة FeCl3.

المثال السابق واضح ومباشر ، وربما تكون قادرًا على بناء الصيغة في رأسك. ومع ذلك ، مع زيادة تعقيد صنع الصيغة ، من الجيد أن تكون قادرًا على استخدام طريقة صندوق الشحن لمضاعفة التحقق من عملك. على سبيل المثال ، ما الصيغة الأيونية الصحيحة لكبريتيد الألومنيوم؟ أولاً ، حدد الذرتين المعنيتين (الألومنيوم والكبريت) وابدأ في بناء صندوق الشحن الخاص بك بما تعرفه من الجدول الدوري. من الجدول الدوري في الشكل 3.7 ، يمكنك أن ترى أن الألومنيوم يشكل كاتيونًا بشحنة +3 بينما الكبريت يشكل أنيونًا بحالة -2 شحنة.

بالنسبة للخطوة 1: أضف الشحنة الصحيحة للكاتيون والأنيون المعني ، في هذه الحالة +3 لـ Al و -2 لـ S. بالنسبة للخطوة 2: استخدم قاعدة الضرب التبادلي للتنبؤ بعدد الذرات المطلوبة من كل نوع واضرب في الشحنة الأيونية الكلية لكل من الكاتيون والأنيون. بالنسبة للخطوة 3: أضف المنتجات معًا للتأكد من أن المركب الخاص بك مستقر وأن صافي الشحنة في الصيغة هو صفر. الخطوة 4: استخدم قيمة # Atoms لإنشاء الرموز الفرعية للصيغة الكيميائية الخاصة بك. في مثالنا ، نحتاج إلى ذرتين من Al و 3 ذرات من S. وسيتم كتابتها على أنها Al2س3 كمنتج نهائي.

3.5 تسمية الأيونات والمركبات الأيونية

بعض المركبات لها أسماء شائعة ، مثل ماء له2O. ومع ذلك ، هناك الآلاف من المركبات الأخرى غير الشائعة أو لها أسماء متعددة. أيضًا ، الاسم الشائع غير معترف به دوليًا. ما يشبه ماء قد تبدو أغوا أو vatten إلى شخص آخر. للسماح للكيميائيين بالتواصل دون ارتباك ، توجد اصطلاحات تسمية لتحديد الاسم المنهجي لمادة كيميائية. بالنسبة لنظام تسمية الكيمياء في هذا النص ، سنستخدم بشكل أساسي نظام تسمية الاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية (IUPAC). لاحظ أن هناك أيضًا نظام تسمية أقدم وأقدم (-ous و -ic) ، بالإضافة إلى نظام IUPAC. في بعض الحالات ، لا يزال نظام التسمية الأقدم قيد الاستخدام. ستتم ملاحظة هذه الانحرافات عن نظام IUPAC في جميع أنحاء النص ، حيث من المحتمل أن ترى هذه التسميات القديمة لا تزال قيد الاستخدام في المختبرات الكيميائية ومجال العلوم الصحية.

اصطلاح تسمية الكاتيونات سهل للغاية. هو ببساطة أخذ اسم العنصر وإضافة المصطلح & # 8216ion & # 8217 إلى نهايته. لذلك إذا كنا نشير إلى ذرة صوديوم فقدت إلكترونًا واحدًا (Na +) ، فسنستخدم مصطلح أيون الصوديوم. يشير هذا إلى أن الصوديوم في حالة شحنة +1 ، بدلاً من الشكل الأولي للصوديوم (الذي يحتوي على عدد متساوٍ من البروتونات والإلكترونات وهو متعادل الشحنة). يعد استخدام نظام تسمية الأيونات عند الإشارة إلى الأيونات ، بدلاً من الأسماء الأولية للذرات أمرًا مهمًا ، حيث يمكن أن تكون تفاعلية الأيون مقابل الشكل الأولي للمادة مختلفة تمامًا. على سبيل المثال ، إذا أضفت أيون الصوديوم إلى كوب ماء الشرب الخاص بك على شكل كلوريد الصوديوم (أو ملح الطعام) ، فستتناول يديك مشروبًا مالحًا لطيفًا. من ناحية أخرى ، إذا أضفت الشكل الأولي للصوديوم إلى كوب ماء الشرب الخاص بك ، فسوف ينفجر في وجهك ، لأن الشكل الأولي للصوديوم شديد التفاعل مع الماء!

بالنسبة للكاتيونات التي تحتوي على أكثر من شحنة واحدة ، يذكر اسم الذرة متبوعًا برقم روماني ثم المصطلح أيون ، لتمييز الحالات الأيونية المختلفة. على سبيل المثال ، يحتوي الحديد على شكلين أيونيين سائدين ، Fe 2+ و Fe 3+. وبالتالي ، عند تسمية هذين الأيونات ، فإننا نشير إلى الأول باسم أيون الحديد (II) ، والثاني باسم أيون الحديد (III). بهذه الطريقة ، لا يوجد التباس حول أي الأيون يشار إليه عند مناقشة مركب.

تسمية الأنيونات أكثر تعقيدًا بقليل. عادةً ما يتم إسقاط نهاية العنصر واستبدالها بالنهاية & # 8216ide & # 8217 متبوعة بالمصطلح أيون. على سبيل المثال ، يُشار إلى Cl & # 8211 باسم أيون الكلوريد ، بدلاً من أيون الكلور. في هذه الحالة ، يتم إسقاط & # 8216-ine & # 8217 نهاية الكلور واستبدالها بنهاية & # 8216ide & # 8217. بالنسبة إلى sufur ، يتم إسقاط النهاية & # 8216-ur & # 8217 واستبدالها بـ & # 8216ide & # 8217 لتشكيل أيون الكبريتيد. وبالمثل يتم تحويل الفوسفور إلى أيون الفوسفيد ، والنيتروجين إلى أيون النيتريد ، والأكسجين إلى أيون الأكسيد. تعتبر النهاية & # 8216-ID & # 8217 مفيدة لأنها تساعد المستمع على التمييز بسرعة كبيرة بين أنواع الأيونات المختلفة التي تتم مناقشتها (الكاتيون الذي يحتفظ باسم العنصر مقابل الأنيون الذي يغير اسم العنصر إلى & # 8216- ID & # 8217 المنتهية).

عند تسمية المركبات الأيونية ، يتم إسقاط المصطلح أيون ويتم وضع أسماء الكاتيون والأنيون معًا ، مع إدراج الكاتيون دائمًا أولاً وإدراج الأنيون أخيرًا. إذا كانت العناصر المشاركة في الرابطة الأيونية لها حالة أيونية واحدة فقط ، فلن تكون هناك حاجة إلى أرقام رومانية في الاسم. على سبيل المثال ، عندما يجتمع Na + و Cl & # 8211 معًا لتكوين NaCl ، يسمى المركب الناتج كلوريد الصوديوم. وبالمثل ، إذا اجتمعت Mg 2+ و Cl & # 8211 معًا لتكوين MgCl2، والمركب الناتج يسمى كلوريد المغنيسيوم. ومع ذلك ، إذا كانت العناصر المشاركة في الرابطة الأيونية لها أكثر من حالة أيونية محتملة ، فسيتم استخدام نظام الأرقام الرومانية لتوضيح أيون مشارك في الرابطة. على سبيل المثال ، إذا اجتمع Fe 3+ و Cl & # 8211 معًا لتكوين FeCl3، سنحتاج إلى تمييزه عن Fe 2+ مع Cl & # 8211 لتشكيل FeCl2 في الاسم حتى يفهم الجميع أيون الحديد المشار إليه في التفاعل. في هذه الحالة ، يسمى المركب الأول كلوريد الحديد (III) ، والمركب الثاني هو كلوريد الحديد (II).

الميزة الرئيسية في تسمية المركبات الأيونية هي أنه يجب أن تكون قادرًا على رسم الهيكل من الاسم ، وأنه يجب أن تكون قادرًا على إنشاء الاسم من الهيكل. دعونا & # 8217s تفعل بعض الممارسة!

3.6 أيونات متعددة الذرات

حتى الآن ، كنا نبحث عن مركبات تشتمل على أيونات أحادية الذرة ، أو أيونات تحدث مع ذرة واحدة. ومع ذلك ، فإن العديد من الأيونات الشائعة تتكون من ذرات متعددة مرتبطة ببعضها البعض من خلال مشاركة الإلكترونات ، أو تساهميًا. تتصرف هذه الأيونات كوحدة واحدة ، وتحمل شحنة وتتفاعل مع الأيونات والمركبات الأخرى تمامًا مثل الأيونات أحادية الذرة التي نوقشت أعلاه. لأن هذه الأيونات مصنوعة من ذرات متعددة ، يتم تسميتها أيونات متعدد الذرات. من الشائع أن يتم شحن الأيونات متعددة الذرات سالبة الشحنة أكثر من الشحنة الموجبة. يوجد أدناه مخطط يوضح بعض الأيونات المتعددة الذرات الشائعة.

الجدول 3.1 أيونات متعددة الذرات المشتركة

يمكن التفكير في الأيونات متعددة الذرات بطريقة مشابهة جدًا للأيونات أحادية الذرة ، من حيث أنها تتأين إما عن طريق اكتساب أو فقدان الإلكترونات بحيث تحمل شحنة. إذا اكتسبوا إلكترونات ، فسيصبحون أنيونًا ويحملون شحنة سالبة ، وإذا فقدوا إلكترونات ، فسوف يصبحون كاتيونًا ويحملون شحنة موجبة. يتم تمثيل شحنة أيون متعدد الذرات على شكل حرف علوي يتم وضعه في الحافة اليمنى العلوية للأيون. على سبيل المثال ، بالنسبة لأيون الفوسفات ، الصيغة الكيميائية هي PO4 3-. يشير هذا إلى أن الشحنة الإجمالية -3 يتم توزيعها على أمر الشراء بأكمله4 جزيء ، وأنه عندما يشارك في تكوين مركب أيوني ، فإن PO بأكمله4 3- يتحرك أيون ويعامل كوحدة واحدة. لنحاول صنع بعض المركبات باستخدام الفوسفات كمثال. أولاً ، دعونا & # 8217s نبني جزيء من فوسفات الصوديوم. لاحظ أنه عندما يُطلب منك بناء جزيئات من اسمها ، يمكنك غالبًا التعرف على وجود أيون متعدد الذرات بسبب الاسم. تذكر أن الأنيونات أحادية الذرة تنتهي باللاحقة & # 8216-IDE & # 8217. وبالتالي ، عندما ترى نهاية لاحقة مختلفة ، مثل & # 8216-ate & # 8217 أو & # 8216-ite & # 8217 ، يجب أن يشير هذا إلى أنك تتعامل مع أيون متعدد الذرات ويجب عليك الرجوع إلى الجدول أعلاه لمساعدتك تمييز الصيغة الأيونية الصحيحة لاستخدامها.بالنسبة لمثال فوسفات الصوديوم ، يمكننا بناء هذا الجزيء باستخدام نفس مخطط صندوق الشحن الذي استخدمناه أعلاه لبناء الهياكل ثنائية الذرة الأبسط أعلاه. نحتاج أولاً إلى وضع الأيونات وحالات شحنتها في الجدول. في هذه الحالة ، نعلم أن الصوديوم كاتيون بشحنة +1 وأيون الفوسفات عبارة عن أنيون بشحنة -3.

لاحظ أنه في جدولنا ، نتعامل مع أيون متعدد الذرات كوحدة واحدة. يمكننا بعد ذلك الاستمرار في استخدام استراتيجية الضرب التبادلي الخاصة بنا لتحديد عدد الكاتيونات والأنيونات اللازمة لإنشاء جزيء محايد مسؤول.

وبالتالي ، سنحتاج إلى 3 ذرات من الصوديوم وجزيء واحد من الفوسفات لإكمال تركيبتنا. بشكل عام ، تتم كتابة الصيغة الكيميائية لفوسفات الصوديوم بالصيغة Na3ص4. لاحظ أن تسمية الجزيء الناتج تتم بنفس الطريقة تمامًا كما هو الحال مع المركبات الأيونية الأخرى. يأتي اسم الكاتيون أولاً (باستخدام الأرقام الرومانية عند الضرورة) متبوعًا باسم الأنيون (في هذه الحالة الفوسفات).

ماذا عن مثال أكثر تعقيدًا؟ كيف نصنع جزيء من فوسفات المغنيسيوم؟ ابدأ في بناء الجزيء باستخدام مخطط صندوق الشحن ، مع ملاحظة هذه المرة أن المغنيسيوم يتشكل وأيون Mg 2+.

إعداد صندوق الشحن لهذا المركب ليس أكثر صعوبة من أي مركب آخر. ومع ذلك ، يجب توخي الحذر عند كتابة المركبات التي تتطلب أكثر من أيون متعدد الذرات داخل الصيغة الكيميائية. في هذه الحالة ، نحتاج إلى 2 أيونات فوسفات لدمجها مع 3 أيونات مغنيسيوم لتكوين فوسفات المغنيسيوم. يتم كتابة الكاتيون في هذه الحالة بنفس الطريقة ، ومع ذلك ، يلزم استخدام الأقواس عند التعبير عن أيوني الفوسفات ، على النحو التالي:

ملغ3(ص4)2

تضمن الأقواس حول أيون الفوسفات أنه من الواضح أنك بحاجة إلى اثنين من PO بالكامل4 3- أيونات داخل هذا المركب. فيما يلي رسم تخطيطي هيكلي لما سيبدو عليه هذا الجزيء. لاحظ أنه يتم استخدام كل خط مستقيم هنا للإشارة إلى رابطة تساهمية داخل أيون الفوسفات. يمثل كل خط مستقيم إلكترونين (أو زوج إلكترون) يتم مشاركتهما بين الذرات. سيتم وصف الرابطة التساهمية بمزيد من التفصيل في الفصل 4. في الوقت الحالي ، من المهم أن نتذكر أن الأيونات متعددة الذرات تتحرك معًا كوحدة واحدة لأن الذرات التي تتشارك الإلكترونات يجب أن تبقى قريبة من بعضها البعض. يشار إلى الروابط الأيونية بالرموز (+) و (-). بالنسبة لفوسفات المغنيسيوم ، هناك ما مجموعه 6 روابط أيونية يتم تشكيلها.

مثال غريب آخر هو كلوريد الزئبق (I). هذا استثناء لقواعد الترابط العادية لدينا. يمكنك التنبؤ بناءً على احتمالات الشحن أن كلوريد الزئبق (I) يجب أن يكون له الصيغة الكيميائية HgCl ، حيث أن شحنة أيون الكلوريد هي -1 ، والزئبق (I) يشار إليه على أنه يحتوي على شحنة +1. ومع ذلك ، في هذه الحالة الفريدة ، هذه الصيغة غير صحيحة. الزئبق غير معتاد في أن حالة الأكسدة المؤينة المفردة ، الزئبق (I) ، توجد على شكل كاتيون قاتم ، Hg2 2+ ، حيث يتم في الواقع ربط ذرتين من الزئبق ببعضهما البعض كأيون متعدد الذرات. كل ذرة زئبق داخل الزوج المرتبط لها حالة شحنة +1. هذا يعطي الأيونات الكلية حالة +2 ، كما هو موضح أدناه:

لسوء الحظ ، هذا الأيون متعدد الذرات ليس له اسم فريد يميزه عن الكاتيونات أحادية الذرة العادية. وبالتالي ، سوف تحتاج إلى تذكر هذا العضو الفريد. تحتاج الصيغة الكيميائية النهائية لكلوريد الزئبق (I) إلى 2 أيون كلوريد لإكمال الهيكل ، للحصول على صيغة كيميائية دنيا من الزئبق2Cl2.

بينما نادرًا ما يوجد كلوريد الزئبق (I) في الطبيعة ، خلال القرنين الثامن عشر والتاسع عشر ، المعروف باسم كالوميل ، كان يُستخدم عادةً كدواء لعلاج الأمراض المعدية مثل الزهري والحمى الصفراء. كما تم استخدامه كمنشط عام لجعل المرضى يتقيأون وتحرير أجسامهم من & # 8216 الشوائب & # 8217. كان للكالوميل آثار جانبية شديدة وسمية أثناء استخدامه الطبي مما تسبب في تساقط الشعر والأسنان. في الواقع ، كان الكالوميل أيضًا مكونًا شائعًا في مساحيق التسنين في بريطانيا حتى عام 1954 ، مما تسبب في تسمم الزئبق على نطاق واسع في شكل مرض زهري ، والذي كان معدل الوفيات في ذلك الوقت 1 من 10. بمجرد ربط سبب المرض الوردي مع سمية الزئبق ، تمت إزالة المادة من هذه المساحيق. في الولايات المتحدة ، تلاشى استخدامه في أواخر القرن الثامن عشر والثامن والسبعين مع اكتشاف علاجات أكثر فعالية ، مثل اكتشاف البنسلين في أواخر القرن التاسع عشر بواسطة ألكسندر فليمنج.

أبراهام لنكولن و "بلو ماس"

"الكتلة الزرقاء" ، وهو دواء يتكون من عنصر الزئبق مع إضافات مختلفة ، كان يستخدم بشكل شائع لجميع أنواع الشكاوى في حقبة الحرب الأهلية في الولايات المتحدة. على الرغم من أن الزئبق كان سمًا معروفًا ، إلا أنه كان سمة بارزة في العلاج الطبي لمرض "توهم المرض" ، وهي حالة ربما تضمنت العديد من المشكلات التي نفهمها الآن على أنها اضطرابات مزاجية ، إلى جانب مشكلات في الجهاز الهضمي. كان من المعروف أن أبراهام لنكولن تظهر عليه أعراض المراق ، وأخذ الدواء الأزرق الشامل. ومن المثير للاهتمام ، أن الأصدقاء والمعارف عرفوا أنه يعاني من الأرق والمزاج غير المنتظم ، وهناك بعض الأدلة على أنه أظهر تشوهات عصبية إضافية. هذه هي أعراض التسمم بالزئبق. داخل الجسم ، يتأكسد عنصر الزئبق ، غير المشحون ، إلى شكله الزئبقي (Hg 2+) ، والذي له شحنة +2. هذا الشكل من الزئبق مدمر للعديد من أجهزة الجسم ، مما يتسبب في خلل وظيفي ربما يكون مسؤولاً عن أعراض أبراهام لنكولن. قد يكون علاجه أكثر ضررًا من المشاكل التي كان مخصصًا لها ، بسبب عدم فهم الطب.

3.7 تسمية أيونات متعددة الذرات

الأيونات متعددة الذرات لها أسماء خاصة. كثير منهم يحتوي على الأكسجين ويسمى أوكسيانيونس. عند وجود أكسجين واحد فقط لعنصر ما ، يتم إعطاء نهاية العنصر الأساسي & # 8216-ate & # 8217 النهاية. على سبيل المثال ، يسمى أكسيد الكربون كربونات (CO3 2-). ومع ذلك ، عندما توجد أوكسيانات مختلفة باستخدام نفس العنصر ولكن لها عدد مختلف من ذرات الأكسجين ، يتم استخدام البادئات واللواحق لتمييزها عن بعضها. على سبيل المثال ، في حالة وجود اثنين من الأوكسجين ، سيتم إعطاء الأول الذي يحتوي على عدد أقل من الأكسجين النهاية & # 8216-ite & # 8217 ، بينما سيتم منح الآخر الذي يحتوي على عدد أكبر من الأكسجين النهاية & # 8216-ate & # 8217. مثال جيد لأوكسيانيونات النيتروجين والكبريت:

لا2 & # 8211 يسمى النتريت

لا3 & # 8211 يسمى نترات

وبالتالي3 2- يسمى كبريتيت

وبالتالي4 2- يسمى كبريتات

في بعض الأحيان قد يكون هناك ثلاثة أو أربعة أكسجين. في هذه الحالة ، سيتم استخدام البادئة & # 8216hypo - & # 8216 للإشارة إلى أكسجين أقل من النموذج & # 8216-ite & # 8217. عند وجود أربعة أكسجين ، يكون هناك أيضًا بادئة & # 8216per - & # 8216 ، مما يعني أكسجينًا إضافيًا في شكل & # 8216-ate & # 8217. تعتبر عائلة أيونات الكلور مثالًا ممتازًا على الحاجة إلى هذه البادئات.

يسمى ClO & # 8211 هيبوكلوريت

ClO2 & # 8211 يسمى كلوريت

ClO3 & # 8211 يسمى كلورات

ClO4 & # 8211 يسمى بيركلورات

من حين لآخر ، سترى ملف ثنائية& # 8211 بادئة. هذه بادئة قديمة ، فهذا يعني أن المركب يمكن أن يأخذ ويفقد بروتونًا (H +). سيتم استخدام مصطلحات IUPAC هيدروجين في الاسم ، بينما تستخدم التسميات الأقدم الامتداد ثنائياختصار. في كلتا الحالتين ، سيحتوي الأكسجين على هيدروجين فيه ، مما يقلل شحنته بمقدار واحد. على سبيل المثال ، هناك كربونات (CO3 2-) وكربونات الهيدروجين (HCO3 & # 8211). قد ترى أيضًا كربونات الهيدروجين يشار إليها باسم البيكربونات.

آخر بادئة قد تجدها هي ثيو-. يعني أنه تم استبدال الأكسجين بكبريت داخل الأكسجة. Cyanate هو OCN & # 8211 ، و thiocyanate هو SCN & # 8211.

تتم تسمية المركبات الأيونية التي تحتوي على أيونات متعددة الذرات بنفس الطريقة تمامًا كما هو الحال مع المركبات الأيونية الثنائية الأخرى. يأتي اسم الكاتيون أولاً (باستخدام الأرقام الرومانية عند الضرورة) متبوعًا باسم الأنيون.

3.8 خصائص وأنواع المركبات الأيونية

يتم تجميع المركبات الأيونية معًا بواسطة القوى الكهروستاتيكية الناتجة عن جذب الكاتيونات الموجبة الشحنة والأنيونات سالبة الشحنة. يمكن أن تكون هذه أيونات بسيطة مثل الصوديوم (Na +) والكلوريد (Cl -) في كلوريد الصوديوم ، أو أنواع متعددة الذرات مثل الأمونيوم (NH)4 +) وكربونات (CO3 2-) الأيونات في كربونات الأمونيوم. عادة ما يكون للأيونات الفردية داخل مركب أيوني عدة جيران أقرب ، لذلك لا تعتبر جزءًا من جزيئات فردية ، ولكن بدلاً من ذلك كجزء من شبكة أو شبكة ثلاثية الأبعاد مستمرة ، عادةً في بنية بلورية. يوضح الشكل 4.6 بنية كلوريد الصوديوم (NaCl)

الشكل 3.8 شعرية كريستالية. (أ) التركيب البلوري لكلوريد الصوديوم ، كلوريد الصوديوم ، مركب أيوني نموذجي. تمثل الكرات الأرجوانية كاتيونات الصوديوم ، Na ، وتمثل الكرات الخضراء أنيون الكلوريد ، Cl−. (ب) الهاليت ، وهو الشكل المعدني لكلوريد الصوديوم ، يتشكل عندما تتبخر المياه المالحة تاركة الأيونات ورائها.

المصدر: (أ) Benjah-bmm27 (2010). (ب) Lavisky، R. (2010) كلاهما (A) و (B) متوفر على: https://en.wikipedia.org/wiki/Ionic_compound

يتم تصنيف المركبات الأيونية التي تحتوي على أيونات الهيدروجين (H +) على أنها الأحماض، وتلك التي تحتوي على هيدروكسيد (OH -) أو أكسيد (O 2−) أيونات تصنف على أنها القواعد. تُعرف جميع المركبات الأيونية الأخرى التي لا تحتوي على هذه الأيونات باسم أملاح. تحتوي المركبات الأيونية عادةً على نقاط انصهار وغليان عالية ، وتكون صلبة وهشة. كمادة صلبة ، غالبًا ما تكون عازلة للكهرباء ، ولكن عندما تذوب أو تذوب تصبح عالية التوصيل ، لأن الأيونات يتم تحريكها.

3.9 أرهينيوس الأحماض والقواعد

تعتبر أيونات H + و OH & # 8211 هي العوامل الرئيسية في الكيمياء الحمضية القاعدية ، بموجب تعريفات Arrhenius للأحماض والقواعد. عرّف أرهينيوس ملف حامضكمركب يزيد من تركيز كاتيونات الهيدروجين (H +) في محلول مائي. العديد من الأحماض عبارة عن مركبات بسيطة تطلق كاتيون الهيدروجين في محلول عندما تذوب ويمكن التعرف عليها كمركبات أيونية تحتوي على H + كاتيون. وبالمثل ، حدد أرينيوس أ يتمركز كمركب يزيد من تركيز أيونات الهيدروكسيد (OH -) في محلول مائي. العديد من القواعد عبارة عن مركبات أيونية لها أيون الهيدروكسيد كأنيون لها ، والتي يتم إطلاقها عندما تذوب القاعدة في الماء.

تتم تسمية قواعد أرهينيوس وفقًا للتسميات الأيونية القياسية ، حيث تكون أقوى القواعد هي هيدروكسيدات الفلزات القلوية ومعادن الأرض القلوية الأثقل. من المتوقع أن تتعرف على القواعد القوية.

تحتوي أحماض أرينيوس على نظام تسمية أكثر تعقيدًا ، حيث يمكن أن تشتمل هياكلها على مركبات ثنائية بالإضافة إلى الأنيونات متعددة الذرات. في تسمية الأحماض من المركبات الثنائية ، تستخدم البادئة & # 8216 hydro - & # 8216 لتمثيل الكاتيون H + ، وتستخدم اللاحقة & # 8216-ic & # 8217 acid للإشارة إلى أنه شكل حمضي. يمكن استخدام اسم عنصر الأنيون مباشرة ، كما هو الحال بالنسبة لـ H.2يُعرف باسم حمض الكبريتيك المائي ، أو بشكل أكثر شيوعًا ، يتم تعديل الأنيون عن طريق إسقاط & # 8216-ine & # 8217 ، & # 8216-ous & # 8217 أو & # 8216-ogen & # 8217 تنتهي قبل الاستبدال باللاحقة & # 8216- ic acid & # 8217 ، كما هو الحال مع حمض الهيدروكلوريك المعروف باسم حمض الهيدروكلوريك ، H3P والذي يعرف باسم حمض الفوسفوريك و H3N والذي يعرف باسم حمض الهيدرونيتريك.

إذا كان الحمض يحتوي على أيون متعدد الذرات ، فلا يتم استخدام بادئة بادئة للإشارة إلى H + كاتيون. هذا مضمن في الاسم. بالنسبة للأنيونات متعددة الذرات التي تنتهي باللاحقة & # 8216-ate & # 8217 ، يُطلق على الحمض اسم [اسم الأنيون] + & # 8216-ic acid & # 8217 اللاحقة. على سبيل المثال ، عندما يكون أيون الكبريتات (SO4 2-) معقد مع H + كاتيون ، فإن الصيغة الكلية ستكون H2وبالتالي4 وسيسمى الحمض الناتج بحمض الكبريتيك. إن إسقاط البادئة يميز الأحماض المتعددة الذرات عن الأحماض الثنائية ، وفي هذه الحالة حمض الكبريتيك (H2وبالتالي4) عن حامض الكبريتيك (H2س). إذا كان الأنيون متعدد الذرات ينتهي بـ & # 8216-ite & # 8217 ، فسيتم كتابة اسم الحمض على أنه [اسم الأنيون] + & # 8216-حمض ous & # 8217 اللاحقة. على سبيل المثال HNO2 سيكون حمض النيتروز و HNO3 سيكون حمض النيتريك. يتم الاحتفاظ أيضًا بالبادئات & # 8216hypo - & # 8216 و & # 8216per - & # 8216 في التسمية الحمضية للعناصر التي تحتوي على العديد من حالات الأكسجة. على سبيل المثال ، يمكن أن يشكل الكلور المحتوي على الأكسيان الأحماض التالية:

HClO = حمض هيبوكلوروس

HClO2 = حمض الكلور

HClO3 = حمض الكلوريك

HClO4 = حمض البيركلوريك

تتميز جميعها عن الأحماض المحتوية على الكلور الثنائي:

HCl = حمض الهيدروكلوريك

الأحماض القوية هي الأحماض التي تنفصل تمامًا في أشكالها الأيونية في محلول. يسرد الجدول التالي الأحماض القوية الشائعة التي يجب أن تكون على دراية بها.

اختبر نفسك: المزيد من تدريبات تسمية المركبات

3.10 التركيز على البيئة & # 8211 المطر الحمضي

المطر الحمضي هو مصطلح يشير إلى خليط من الترسبات الرطبة والجافة (مادة مترسبة) من الغلاف الجوي تحتوي على كميات أعلى من المعتاد من أحماض النيتريك والكبريتيك. تنتج السلائف ، أو السلالات الكيميائية ، لتكوين المطر الحمضي من كل من المصادر الطبيعية ، مثل البراكين والنباتات المتحللة ، والمصادر من صنع الإنسان ، وبشكل أساسي انبعاثات ثاني أكسيد الكبريت (SO2) وأكاسيد النيتروجين (NOx) الناتجة عن احتراق الوقود الأحفوري. يحدث المطر الحمضي عندما تتفاعل هذه الغازات في الغلاف الجوي مع الماء والأكسجين والمواد الكيميائية الأخرى لتكوين مركبات حمضية مختلفة. والنتيجة هي محلول خفيف من حامض الكبريتيك وحمض النيتريك. عندما يتم إطلاق ثاني أكسيد الكبريت وأكاسيد النيتروجين من محطات الطاقة والمصادر الأخرى ، تهب الرياح السائدة هذه المركبات عبر حدود الولاية والوطنية ، أحيانًا على مدى مئات الأميال.

الشكل 3.9 العمليات المتضمنة في ترسب الحمض.

في الظروف الطبيعية عند تفريغ البرق ، يتفاعل النيتروجين الجزيئي والأكسجين الجزيئي لإعطاء أكسيد النيتريك:

ثم يتفاعل أكسيد النيتريك بسرعة مع الأكسجين الزائد ليعطي ثاني أكسيد النيتروجين. ينطلق ثاني أكسيد النيتروجين أيضًا من المصانع والسيارات أثناء استهلاك الوقود الأحفوري. هو المركب الأساسي المسؤول عن اللون البني للضباب الدخاني:

عندما يذوب ثاني أكسيد النيتروجين في الماء ، فإنه يشكل مزيجًا بنسبة 1: 1 من حمض النيتروز وحمض النيتريك:

نظرًا لأن الأكسجين الجزيئي يؤدي في النهاية إلى أكسدة حمض النيتروز إلى حمض النيتريك ، فإن التفاعل الكلي هو:

بالإضافة إلى حمض النيتريك ، تم إطلاق كميات كبيرة من ثاني أكسيد الكبريت دائمًا في الغلاف الجوي من خلال المصادر الطبيعية ، مثل البراكين وحرائق الغابات والتحلل الميكروبي للمواد العضوية ، ولكن بالنسبة لمعظم تاريخ الأرض المسجل ، فإن الدورة الطبيعية للكبريت من الغلاف الجوي في المحيطات والصخور أبقت حموضة المطر والثلج تحت السيطرة. لسوء الحظ ، يبدو أن حرق الوقود الأحفوري قد قلب التوازن. تحتوي العديد من أنواع الفحم على ما يصل إلى 5٪ -6٪ بيريت (FeS2) بالكتلة ، وعادة ما تحتوي زيوت الوقود على 0.5٪ على الأقل من الكبريت بالكتلة. منذ منتصف القرن التاسع عشر ، تم حرق هذا الوقود على نطاق واسع لتوفير احتياجات الطاقة لمجتمعنا الصناعي الحديث ، مما أدى إلى إطلاق عشرات الملايين من الأطنان من SO2 في الغلاف الجوي سنويًا. بالإضافة إلى ذلك ، فإن تحميص خامات الكبريتيد للحصول على معادن مثل الزنك والنحاس ينتج أيضًا كميات كبيرة من SO2 عبر ردود فعل مثل

بغض النظر عن المصدر ، فإن SO2 يذوب في مياه الأمطار ليعطي حامض الكبريتيك ، الذي يتأكسد في النهاية بالأكسجين إلى حمض الكبريتيك:

يتم قياس المطر الحمضي باستخدام مقياس يسمى "الرقم الهيدروجيني". كلما انخفض الرقم الهيدروجيني للمادة ، زادت حموضتها. تحتوي المياه النقية على درجة حموضة 7.0. ومع ذلك ، فإن المطر الطبيعي حمضي قليلاً لأن ثاني أكسيد الكربون (CO2) يذوب فيه مكونًا حمض كربونيك ضعيف ، مما يعطي الخليط الناتج درجة حموضة تقارب 5.6 عند تركيزات نموذجية من ثاني أكسيد الكربون في الغلاف الجوي2. اعتبارًا من عام 2000 ، كان الرقم الهيدروجيني للمطر الأكثر حمضية في الولايات المتحدة حوالي 4.3.

آثار المطر الحمضي

يسبب المطر الحمضي تحمض البحيرات والجداول ويسهم في إتلاف الأشجار على ارتفاعات عالية (على سبيل المثال ، أشجار التنوب الأحمر فوق 2000 قدم) والعديد من تربة الغابات الحساسة. بالإضافة إلى ذلك ، يعمل المطر الحمضي على تسريع تحلل مواد البناء والدهانات ، بما في ذلك المباني التي لا يمكن تعويضها والتماثيل والمنحوتات التي تشكل جزءًا من التراث الثقافي لأمتنا. قبل السقوط على الأرض ، كان ثاني أكسيد الكبريت (SO2) وأكسيد النيتروجين (NOx) الغازات ومشتقاتها الجسيمية - الكبريتات والنترات - تساهم في تدهور الرؤية وتضر بالصحة العامة.

ال بيئي تظهر تأثيرات المطر الحمضي بشكل أوضح في البيئات المائية أو المائية ، مثل الجداول والبحيرات والمستنقعات. تحتوي معظم البحيرات والجداول على درجة حموضة تتراوح بين 6 و 8 ، على الرغم من أن بعض البحيرات حمضية بشكل طبيعي حتى بدون تأثيرات المطر الحمضي. يؤثر المطر الحمضي بشكل أساسي على المسطحات المائية الحساسة ، والتي توجد في مستجمعات المياه التي تتمتع تربتها بقدرة محدودة على تحييد المركبات الحمضية (تسمى "قدرة التخزين المؤقت"). تصبح البحيرات والجداول حمضية (أي تنخفض قيمة الأس الهيدروجيني) عندما لا تستطيع المياه نفسها والتربة المحيطة بها حماية المطر الحمضي بما يكفي لمعادلته. في المناطق التي تكون فيها قدرة التخزين المؤقت منخفضة ، تطلق الأمطار الحمضية الألمنيوم من التربة إلى البحيرات والجداول ، يعتبر الألمنيوم شديد السمية للعديد من أنواع الكائنات المائية. يتسبب المطر الحمضي في تباطؤ النمو أو الإصابة أو الوفاة الغابات. بالطبع ، ليس المطر الحمضي هو السبب الوحيد لمثل هذه الظروف. تساهم عوامل أخرى في الإجهاد العام لهذه المناطق ، بما في ذلك ملوثات الهواء ، والحشرات ، والأمراض ، والجفاف ، أو الطقس شديد البرودة. في معظم الحالات ، في الواقع ، ترجع تأثيرات الأمطار الحمضية على الأشجار إلى التأثيرات المشتركة للأمطار الحمضية والضغوط البيئية الأخرى.

يساهم المطر الحمضي والترسب الجاف للجزيئات الحمضية في تآكل المعادن(مثل البرونز) وتدهور الدهان والحجر (مثل الرخام والحجر الجيري). تقلل هذه التأثيرات بشكل كبير من القيمة المجتمعية للمباني والجسور والأشياء الثقافية (مثل التماثيل والآثار وشواهد القبور) والسيارات (الشكل 3.10).

الشكل 3.10 جرغول تضرر بفعل المطر الحمضي.

التوترات السياسية

لا يقتصر تلوث الهواء وتأثيرات الأمطار الحمضية على موقع المنشأ. يمكن أن تؤثر آثار التلوث على الأراضي المجاورة وتخلق توترات سياسية بين الدول المجاورة. خلال 1980 & # 8217s إلى أوائل 1990 & # 8217s تسبب المطر الحمضي الكثير من التوتر السياسي بين كندا والولايات المتحدة.في أواخر عام 1970 & # 8217 ، أصبح من الواضح أن التلوث الذي تسبب في هطول الأمطار الحمضية كان يقتل الحياة البرية ويدمر الغابات على جانبي الحدود ، من نفوق الأسماك في مئات البحيرات في نيويورك و 8217s Adirondacks وكذلك في نيو إنجلاند وشرق كندا.

أدى ذلك إلى احتجاجات قوية من كندا لوقف الأمطار الحمضية. على سبيل المثال ، في المرة الأولى التي زار فيها رونالد ريغان أوتاوا خلال فترة رئاسته ، استقبله الآلاف من المحتجين الكنديين الذين طالبوا الولايات المتحدة بـ & # 8220 إيقاف المطر الحمضي & # 8221. كانت المفاوضات الكاملة جارية في عام 1986 بشأن المشكلة ، ولكن الأمر استغرق خمس سنوات إضافية من المفاوضات للرئيس جورج بوش للتوقيع على اتفاقية المطر الحمضي مع رئيس الوزراء الكندي ، برايان مولروني في عام 1991. وقد نصت الاتفاقية على الإعلان التالي: & # 8220 دولة تتمتع ، وفقًا لميثاق الأمم المتحدة ومبادئ القانون الدولي ، بالحق السيادي في استغلال مواردها الخاصة وفقًا لسياساتها البيئية الخاصة بها ، والمسؤولية عن ضمان أن الأنشطة التي تقع ضمن ولايتها أو سيطرتها لا تسبب ضررًا البيئة في الدول الأخرى أو المناطق الخارجة عن حدود الولاية الوطنية. & # 8221

مع هذا الضغط القوي على الصناعة لتقليل إطلاق SO2 و لاx تم تطوير تقنيات لاحتجاز هذه الملوثات قبل إطلاق انبعاثات المصنع. على سبيل المثال ، تستخدم محطات الطاقة التي تعمل بحرق الفحم الآن SO2 "أجهزة تنقية الغاز" التي تحبس SO2 من خلال تفاعله مع الجير (CaO) لإنتاج ثنائي هيدرات كبريتات الكالسيوم. يرد رسم تخطيطي لهذه العملية الكيميائية في الشكل 3.11.

الشكل 3.11 رسم تخطيطي لنظام الغسيل الرطب. في محطات الطاقة التي تعمل بحرق الفحم ، SO2 يمكن إزالتها ("تنقيتها") من غازات العادم من خلال تفاعلها مع الجير (CaO) ورذاذ الماء لإنتاج ثنائي هيدرات كبريتات الكالسيوم (CaSO3· 2 ح2س). إزالة SO2 من الغازات يمنع تحويلها إلى SO3 والتفاعل اللاحق مع مياه الأمطار (المطر الحمضي). تُستخدم أنظمة الغسل الآن بشكل شائع لتقليل الآثار البيئية لاحتراق الوقود الأحفوري على نطاق واسع.

التعيين المقترح:

اطلب من طلابك تنزيل وإكمال ملف الواجب المنزلي للمطر الحمضي.

3.11 ملخص الفصل

إذا اكتسبت ذرة إلكترونًا واحدًا أو أكثر ، فإنها تكون سالبة الشحنة وتسمى أنيون. إذا فقدت ذرة إلكترونًا واحدًا أو أكثر ، فإنها تحمل شحنة موجبة وتسمى أ الكاتيون. تشكل المعادن عمومًا الكاتيونات بينما تشكل اللافلزات عمومًا الأنيونات. نظرًا لأن الشحنات المعاكسة تتجاذب (بينما تتنافر الشحنات) ، فإن هذه الأيونات ذات الشحنة المعاكسة تجذب بعضها البعض ، وتتشكل الرابطة الأيونية. المركبات الناتجة تسمى المركبات الأيونية. أبسط المركبات الأيونية هي المركبات الأيونية الثنائية أو تلك التي تحتوي على ذرتين فقط ، واحدة تعمل كاتيون ، والأخرى تعمل كأنيون.

يُشار إلى ميل الذرة نحو التكوين الذي تمتلك فيه ثمانية إلكترونات تكافؤ بـ "القاعدة الثماني." على المدى متساوي الكتروني يشير إلى ذرة وأيون ذرة مختلفة (أو أيونين مختلفين) لهما نفس تكوين الإلكترون. تفقد الكاتيونات الإلكترونات لتصبح متساوية الإلكترون مع الغاز النبيل في الصف السابق (فترة) على الطاولة. تكتسب الأنيونات إلكترونات لتصبح متساوية الإلكترون مع الغاز النبيل في نفس الصف مثل الأنيون. يمكن استخدام الجدول الدوري للتنبؤ بالحالات الأيونية المشتركة للعناصر

أثناء تكوين الرابطة الأيونية ، يمكن استخدام المخططات النقطية للإلكترون لتوضيح حركات الإلكترون. المركبات الأيونية المستقرة لها حالة شحنة متوازنة بحيث تكون الشحنة على الجزيء الكلي صفراً. عند كتابة الصيغ الكيميائية ، يكون الكاتيون دائمًا هو الأول والأنيون دائمًا أخيرًا. يجب كتابة المعادلات الكيميائية الثابتة بحيث يكون للمركب الكلي شحنة متعادلة صافية (أي إجمالي الشحنة الموجبة = إجمالي الشحنة السالبة). تُستخدم الرموز السفلية لإظهار عدد الذرات الموجودة داخل الصيغة الأيونية. يتم دائمًا تقليل الصيغ الكيميائية لإظهار أقل عدد من كل كاتيون وأنيون مطلوب لتكوين مركب واحد.

تتم تسمية الكاتيونات باستخدام اسم العنصر متبوعًا بالكلمة & # 8216ion & # 8217. تضاف الأرقام الرومانية بعد اسم العنصر إذا كان الكاتيون يحتوي على أكثر من شكل أيوني. تتم تسمية الأنيونات بإسقاط الجزء الأخير من اسم العنصر واستبداله باللاحقة & # 8216-ID & # 8217 متبوعًا بالكلمة & # 8216ion & # 8217. عند تسمية مركب أيوني ، يتم وضع اسم الكاتيون أولاً ، متضمنًا الأرقام الرومانية عند الحاجة ، متبوعًا باسم الأنيون.

أيونات متعدد الذرات هي أيونات تتكون من ذرات متعددة مرتبطة تساهميًا معًا. تتصرف الأيونات متعددة الذرات كمجموعة واحدة عند المشاركة في الترابط الأيوني. Oxyanionsهي الأنيونات متعددة الذرات التي تحتوي على الأكسجين كأحد المكونات الأولية. في حالة وجود أكسجين واحد فقط لعنصر معين ، يتم إعطاؤه & # 8216-ate & # 8217 اللاحقة داخل الاسم. في حالة وجود اثنين من الأوكسجين لعنصر معين ، فإن العنصر الذي يحتوي على عدد أقل من الأكسجين يُعطى النهاية & # 8216-ite & # 8217 والآخر الذي يحتوي على المزيد من الأكسجين ينتهي & # 8216-ate & # 8217. في حالة وجود ثلاثة أو أربعة أنواع من الأوكسجين لعنصر معين ، يتم استخدام البادئة & # 8216hypo - & # 8216 واللاحقة & # 8216-ite & # 8217 لإظهار كمية أقل من الأكسجين أسفل & # 8216-ite & # 8217 أنيون ، والبادئة & # 8216per - & # 8216 واللاحقة & # 8216-ate & # 8217 تستخدم لإظهار أكسجين إضافي فوق & # 8216-ate & # 8217 الأنيون. تتم تسمية المركبات الأيونية التي تحتوي على أيونات متعددة الذرات بنفس الطريقة تمامًا كما هو الحال مع المركبات الأيونية الثنائية الأخرى. يأتي اسم الكاتيون أولاً (باستخدام الأرقام الرومانية عند الضرورة) متبوعًا باسم الأنيون.

عادةً ما تشكل المركبات الأيونية الصلبة شبكة أو شعرية مستمرة ثلاثية الأبعاد ، عادةً في بنية بلورية ، بدلاً من الجزيئات الفردية. تحتوي المركبات الأيونية عادةً على نقاط انصهار وغليان عالية ، وتكون صلبة وهشة. كمادة صلبة ، غالبًا ما تكون عازلة للكهرباء ، ولكن عندما تذوب أو تذوب تصبح عالية التوصيل ، لأن الأيونات يتم تحريكها.

باستخدام تعريفات Arrhenius ، يتم تصنيف المركبات الأيونية التي تحتوي على أيونات الهيدروجين (H +) على أنها الأحماض، وتلك التي تحتوي على هيدروكسيد (OH -) أو أكسيد (O 2−) أيونات تصنف على أنها القواعد. تُعرف جميع المركبات الأيونية الأخرى التي لا تحتوي على هذه الأيونات باسم أملاح. تتبع أملاح التسمية والمركبات الأيونية الأساسية قواعد التسمية الأيونية القياسية. في تسمية الأحماض من المركبات الثنائية ، تستخدم البادئة & # 8216 hydro - & # 8216 لتمثيل الكاتيون H + ، وتستخدم اللاحقة & # 8216-ic & # 8217 acid للإشارة إلى أنه شكل حمضي. إذا كان الحمض يحتوي على أيون متعدد الذرات ، فلا يتم استخدام بادئة بادئة للإشارة إلى H + كاتيون. هذا مضمن في الاسم. بالنسبة للأنيونات متعددة الذرات التي تنتهي باللاحقة & # 8216-ate & # 8217 ، يُطلق على الحمض اسم [اسم الأنيون] + & # 8216-ic acid & # 8217 اللاحقة. إذا كان الأنيون متعدد الذرات ينتهي بـ & # 8216-ite & # 8217 ، فسيتم كتابة اسم الحمض على أنه [اسم الأنيون] + & # 8216-حمض ous & # 8217 اللاحقة. يتم الاحتفاظ أيضًا بالبادئات & # 8216hypo - & # 8216 و & # 8216per - & # 8216 في التسمية الحمضية للعناصر التي تحتوي على العديد من حالات الأكسجة.


الكيمياء: ما هو المركب الأيوني؟

تحدثنا عن قاعدة الثمانيات ، التي تنص على أن "جميع العناصر تميل إلى الرغبة في اكتساب الإلكترونات أو فقدانها بحيث يكون لها نفس التكوين الإلكتروني مثل أقرب غاز نبيل." ما يعنيه هذا في الأساس هو أن الذرة المحايدة لأي عنصر بخلاف الغاز النبيل ليست مستقرة جدًا. نتيجة لذلك ، ستكتسب أو تفقد إلكترونات حتى تصل إلى التكوين الإلكترون المستقر للغاز النبيل. تسمى الذرات التي اكتسبت إلكترونات الأنيونات ولها شحنة سالبة ، والذرات التي فقدت الإلكترونات تسمى الايونات الموجبة ولها شحنة موجبة. عندما تلتصق الأنيونات بالكاتيونات ، فإن المركب الكيميائي الناتج يسمى an مركب أيوني.

الشكل 8.1 تتشكل الأنيونات والكاتيونات عندما تكتسب الذرة إلكترونات أو تفقدها لتحقيق التكوين الإلكتروني لأقرب غاز نبيل.

أحد الأسئلة التي قد تطرحها على نفسك هو ، "كم عدد الإلكترونات التي تريد العناصر المختلفة أن تكتسبها أو تخسرها؟" يمكن العثور على إجابة هذا السؤال ، مثل العديد من الأشياء في الكيمياء ، في الجدول الدوري.

المعاني الجزيئية

ان أنيون هي ذرة سالبة الشحنة أو مجموعة ذرات ، بينما أ الكاتيون هي ذرة أو مجموعة ذرات ذات شحنة موجبة. عندما يلتصق الأنيون بالكاتيون ، تكون النتيجة هي مركب أيوني.

أفضل طريقة لمعرفة عدد الإلكترونات التي سيتم اكتسابها أو فقدها بواسطة عنصر معين هي العد للأمام منه في الجدول الدوري حتى تصل إلى الغاز النبيل التالي ، ثم العد التنازلي منه في الجدول الدوري حتى تصل إلى الغاز النبيل الماضي. إذا كان الاتجاه الأمامي يتطلب عدًا أقل من الاتجاه الخلفي ، فسيكتسب العنصر نفس عدد الإلكترونات الذي عدته لأقرب غاز نبيل لتكوين الأنيون. وبالمثل ، إذا كان الاتجاه الخلفي يتطلب عددًا أقل من العد ، فسيفقد العنصر نفس عدد الإلكترونات التي عدتها لأقرب غاز نبيل لتكوين كاتيون. الان هذا مهم جدا: تخطي معادن الانتقال عند العد إلى الغازات النبيلة؟ وإلا ، لن تسير الأمور بالطريقة التي تريدها.

لديك مشاكل

المشكلة الأولى: ماذا ستكون شحنات العناصر التالية عندما تكتسب أو تفقد إلكترونات للحصول على نفس تكوينات الإلكترون مثل أقرب غاز نبيل؟
(أ) المغنيسيوم (ملغ)
(ب) الألومنيوم (Al)
(ج) البروم (Br)

على سبيل المثال ، يشكل الأكسجين مركبات أيونية كأنيون بشحنة -2 لأنه يحتاج إلى اكتساب إلكترونين ليكون لهما نفس تكوين الإلكترون مثل النيون. من ناحية أخرى ، يحتوي الغاليوم على شحنة +3 لأنه يحتاج إلى فقدان ثلاثة إلكترونات ليكون له نفس تكوين الإلكترون مثل الأرجون. إذا كنت مرتبكًا لأنه يبدو أنك بحاجة إلى العد التنازلي بمقدار 13 بدلاً من ثلاثة ، فتذكر القاعدة لتجاهل المعادن الانتقالية!

مقتطف من دليل الأبله الكامل للكيمياء 2003 بواسطة إيان جوتش. جميع الحقوق محفوظة بما في ذلك حق الاستنساخ كليًا أو جزئيًا بأي شكل. تستخدم بالترتيب مع كتب ألفا، عضو في Penguin Group (USA) Inc.


4.7: الأيونات: خسارة واكتساب الإلكترونات - الرياضيات

  1. ؟ عدد النيوترونات في الذرة المحايدة
  2. ؟ عدد البروتونات في الذرة المحايدة
  3. ؟ العدد الذري للذرة المحايدة
  4. ؟ كتلة الذرة المحايدة
  5. ؟ اثنان من هؤلاء

ساعد الجهاز المصور هنا في تحديد:

  1. ؟ وجود الإلكترونات
  2. ؟ أن الذرات هي في الغالب مساحة فارغة
  3. ؟ هذه الطاقة تنتقل بسرعة الضوء
  4. ؟ أن الإلكترونات لها كتلة
  5. ؟ أن الكتلة والطاقة يرتبطان بـ E = mc 2

أي من الترتيبات التالية يمثل الأيونات؟

1) 12 بروتونًا ، 12 نيوترونًا ، 11 إلكترونًا
2) 12 بروتونًا ، 11 نيوترونًا ، 12 إلكترونًا
3) 11 بروتونًا ، 12 نيوترونًا ، 12 إلكترونًا
4) 11 بروتون ، 12 نيوترون ، 11 إلكترون
5) 12 بروتون ، 12 نيوترون ، 12 إلكترون

  1. ؟ 1 و 2
  2. ؟ 1 و 3 و 4
  3. ؟ 1 و 3
  4. ؟ 2 و 3
  5. ؟ كل هذه الأيونات

أي من الترتيبات التالية يمثل نظائر مختلفة لنفس العنصر؟

1) 12 بروتونًا ، 11 نيوترونًا ، 12 إلكترونًا
2) 11 بروتونًا ، 12 نيوترونًا ، 11 إلكترونًا
3) 10 بروتونات ، 12 نيوترون ، 12 إلكترون
4) 11 بروتون ، 12 نيوترون ، 10 إلكترونات
5) 12 بروتون ، 12 نيوترون ، 12 إلكترون

  1. ؟ 1 و 5
  2. ؟ 2 و 4
  3. ؟ 2 و 3 و 4 و 5
  4. ؟ كل هذا مؤهل
  5. ؟ أيا من هؤلاء مؤهل
  1. ؟ ح2كو2 : حمض الكربونوس
  2. ؟ HClO2 : حمض الكلور
  3. ؟ ح2وبالتالي4 : حامض الكبريتيك
  4. ؟ حمض الهيدروكلوريك: حمض الهيدروكلوروس
  5. ؟ ح3ص3 : حامض الفوسفور
  1. ؟ كبريتات هيدروجين الصوديوم
  2. ؟ بيرسلفات الصوديوم
  3. ؟ ثاني كبريتات الصوديوم
  4. ؟ اثنان من هذه صحيحة
  5. ؟ لا شيء من هذا صحيح
  1. ؟ لديها ستة بروتونات
  2. ؟ يبلغ متوسط ​​كتلتها 12.011 amu.
  3. ؟ لديها ستة إلكترونات
  4. ؟ لديها ثمانية نيوترونات
  5. ؟ إنه الأقل شيوعًا من الكربون 12
  1. ؟ الحديد ، الحديد
  2. ؟ الصوديوم ، نا
  3. ؟ ألومنيوم ، أل
  4. ؟ السترونتيوم ، الأب
  5. ؟ نيتروجين ، ن
  1. ؟ أكسيد المغنيسيوم الثنائي
  2. ؟ أكسيد المغنيسيوم (IV)
  3. ؟ بيروكسيد المغنيسيوم
  4. ؟ أكسيد المغنيسيوم
  5. ؟ المغنيسيوم (IV) بيروكسيد
  1. ؟ تشكل المعادن بشكل عام الكاتيونات
  2. ؟ اللافلزات عمومًا هي موصلات رديئة للكهرباء
  3. ؟ المعادن قابلة للطرق
  4. ؟ اللافلزات هشة بشكل عام
  5. ؟ أشباه الفلزات هي معادن لها بعض الخصائص غير المعدنية
  1. ؟ 34 بروتون ، 79 نيوترون ، 2 إلكترون
  2. ؟ 34 بروتون ، 45 نيوترون ، 32 إلكترون
  3. ؟ 34 بروتون ، 45 نيوترون ، 2 إلكترون
  4. ؟ 34 بروتونًا ، 45 نيوترونًا ، 36 إلكترونًا
  5. ؟ 34 بروتونًا ، 113 نيوترونًا ، 36 إلكترونًا
  1. ؟ الأول والثاني والثالث
  2. ؟ الثاني والثالث
  3. ؟ أنا و V.
  4. ؟ الأول والرابع
  5. ؟ الثاني والثالث والرابع

تتشكل الأيونات في التفاعلات الكيميائية عن طريق:

1. اكتساب الإلكترونات
2. فقدان الإلكترونات
3. اكتساب البروتونات
4. فقدان البروتونات
5. كل هؤلاء


ما هو الأيون وكيف يختلف عن الذرة؟

تحتوي ذرة معينة ، مثل # "كلور" # أو # "صوديوم" # ، على عدد معين من البروتونات ، وهي جسيمات نووية أساسية موجبة الشحنة ، يتم الحصول عليها من خلال # Z # ، العدد الذري. بالنسبة إلى # Cl # ، # Z = 17 # لـ # Na # ، # Z = 11 #. تميل ذرات الكلور إلى اكتساب إلكترونات لتكوين أيونات سالبة الشحنة تحتوي على 18 إلكترونًا (الفرق بين البروتونات والإلكترونات يحدد الشحنة ، كيف؟) يميل الصوديوم إلى فقدان الإلكترون ليشكل #Na ^ + #. نظرًا لأن الشحنة النووية تظل كما هي في كل حالة ، فلا يزال العنصر عبارة عن صوديوم أو كلور ، ولكن لدينا الآن #Na ^ + # و #Cl ^ - # أيونات.

ولكن نظرًا لوجود عدم تطابق الآن بين الشحنة النووية والشحنة الإلكترونية ، ينتج عن ذلك أيون. تشكل معظم العناصر أيونات من أنواع مختلفة ، والتي يمكن توقعها على أساس دوري.

الأيون هو ذرة فقدت أو اكتسبت إلكترونًا واحدًا أو أكثر.

تفسير:

الذرة حيادي عندما تحتوي على أعداد متساوية من البروتونات والإلكترونات.

ان أيون هي ذرة لم تعد محايدة لأنها إما فقدت أو اكتسبت إلكترونًا واحدًا أو أكثر. عندما تفقد الذرة إلكترونًا واحدًا أو أكثر ، فإنها تصبح أيونًا موجب الشحنة ، يسمى a الكاتيون . عندما تكتسب الذرة إلكترونًا واحدًا أو أكثر ، فإنها تصبح سالبة الشحنة ، تسمى an أنيون .


4.2 تصنيف التفاعلات الكيميائية

يتفاعل البشر مع بعضهم البعض بطرق مختلفة ومعقدة ، ونصنف هذه التفاعلات وفقًا لأنماط السلوك الشائعة. عندما يتبادل شخصان المعلومات ، نقول إنهما يتواصلان. عندما يتبادلون الضربات بقبضاتهم أو أقدامهم ، نقول إنهم يقاتلون. في مواجهة مجموعة واسعة من التفاعلات المتنوعة بين المواد الكيميائية ، وجد العلماء أيضًا أنه من الملائم (أو حتى الضروري) تصنيف التفاعلات الكيميائية من خلال تحديد أنماط التفاعل الشائعة. ستوفر هذه الوحدة مقدمة لثلاثة من أكثر أنواع التفاعلات الكيميائية انتشارًا: الترسيب ، والقاعدة الحمضية ، واختزال الأكسدة.

تفاعلات الترسيب وقواعد الذوبان

تفاعل الترسيب هو تفاعل تتفاعل فيه المواد المذابة لتكوين منتج صلب واحد (أو أكثر). تتضمن العديد من التفاعلات من هذا النوع تبادل الأيونات بين المركبات الأيونية في محلول مائي ويشار إليها أحيانًا باسم إزاحة مزدوجة, استبدال مزدوج، أو إبدال تفاعلات. ردود الفعل هذه شائعة في الطبيعة وهي مسؤولة عن تكوين الشعاب المرجانية في مياه المحيطات وحصى الكلى في الحيوانات. يتم استخدامها على نطاق واسع في الصناعة لإنتاج عدد من السلع والمواد الكيميائية المتخصصة. تلعب تفاعلات الهطول أيضًا دورًا رئيسيًا في العديد من تقنيات التحليل الكيميائي ، بما في ذلك اختبارات البقعة المستخدمة لتحديد أيونات المعادن و طرق الجاذبية لتحديد تكوين المادة (انظر الوحدة الأخيرة من هذا الفصل).

يتم التعبير عن مدى إمكانية إذابة مادة ما في الماء ، أو أي مذيب كميًا على أنه قابليتها للذوبان ، والتي تُعرّف على أنها أقصى تركيز لمادة يمكن تحقيقه في ظل ظروف محددة. يقال إن المواد ذات الذوبان الكبير نسبيًا قابلة للذوبان. سوف تترسب المادة عندما تكون ظروف المحلول بحيث يتجاوز تركيزها قابليتها للذوبان. يقال إن المواد ذات قابلية الذوبان المنخفضة نسبيًا غير قابلة للذوبان ، وهذه هي المواد التي تترسب بسهولة من المحلول. المزيد من المعلومات حول هذه المفاهيم الهامة متوفرة في فصل لاحق عن الحلول. لأغراض التنبؤ بهويات المواد الصلبة المتكونة من تفاعلات الترسيب ، يمكن للمرء ببساطة الإشارة إلى أنماط الذوبان التي لوحظت للعديد من المركبات الأيونية (الجدول 4.1).


انتقال خطوط الإلكترون والطيف

في الكيمياء ، الطاقة هي مقياس لمدى استقرار المادة. كلما انخفض مستوى طاقة الإلكترون ، كلما كان الإلكترون أكثر استقرارًا. وبالتالي سيكون الإلكترون في أكثر حالاته استقرارًا عندما يكون في غلاف K (ن = 1). (ن = 1). (ن = 1). لهذا السبب ، نشير إلى n = 1 n = 1 n = 1 باسم ارض الدولة من الإلكترون. إذا كان الإلكترون في أي غلاف آخر ، فإننا نقول إن الإلكترون موجود فيه حالة حماس.

من الواضح تمامًا أن الإلكترون في الحالة الأرضية يجب أن يكتسب الطاقة حتى يصبح متحمسًا. وبالمثل ، فإن الإلكترون عند مستوى طاقة أعلى يطلق الطاقة حيث ينخفض ​​إلى مستوى طاقة أقل. باستخدام الصيغة أعلاه ، يمكننا حساب مقدار الطاقة الممتصة / المحررة أثناء انتقال الإلكترون. تغير الطاقة أثناء انتقال الإلكترون من n = n 1 n = n_1 n = n 1 إلى n = n 2 n = n_2 n = n 2 هو Δ E = E 2 - E 1 = 13.6 × (1 n 1 2-1 ن 2 2) فولت. Delta E = E_ <2> -E_ <1> = 13.6 times left ( frac <1>- فارك <1> right) text . Δ E = E 2 - E 1 = 1 3. 6 × (ن 1 2 1 - ن 2 2 1) فولت. من الواضح أن التغيير الإيجابي للطاقة يعني أن الإلكترون يمتص الطاقة ، بينما يعني التغيير السلبي للطاقة إطلاقًا للطاقة من الإلكترون. لاحظ أن الصيغة هي الطاقة لكل مول ، وليس تلك الخاصة بفوتون واحد.

Imgur

Imgur

عند تحليل الخطوط الطيفية ، يجب أن نتعامل معها من الجانب الأيمن. هذا لأن الخطوط تصبح أقرب وأقرب مع تناقص الطول الموجي داخل سلسلة ، ويصعب التفريق بينها. يتوافق الخط ذو الطول الموجي الأطول ضمن سلسلة مع انتقال الإلكترون بأقل طاقة ضمن تلك السلسلة. ومن ثم في الشكل أعلاه ، يشير الخط الأحمر إلى الانتقال من n = 3 n = 3 n = 3 إلى n = 2 ، n = 2 ، n = 2 ، وهو الانتقال بأقل طاقة ضمن سلسلة Balmer.

Imgur

يوضح الشكل أعلاه طيف سلسلة Balmer. أي من انتقالات الإلكترون التالية يتوافق مع الخط الفيروزي (λ ≈ 485 نانومتر) ( لامدا حوالي 485 نص ) (λ ≈ 4 8 5 نانومتر) في الشكل أعلاه؟

(أ) n = 2 → n = 1 n = 2 rightarrow n = 1 n = 2 → n = 1
(ب) n = 3 → n = 1 n = 3 rightarrow n = 1 n = 3 → n = 1
(ج) n = 3 → n = 2 n = 3 rightarrow n = 2 n = 3 → n = 2
(د) n = 4 → n = 2 n = 4 rightarrow n = 2 n = 4 → n = 2

لاحظ أن الخط الأحمر له أطول طول موجي ضمن سلسلة Balmer. نظرًا لأن الطول الموجي الأطول يعني طاقة أصغر ، فإن الخط الأحمر يتوافق مع الانتقال الذي يصدر أقل طاقة ضمن سلسلة Balmer ، وهي n = 3 → n = 2. n = 3 rightarrow n = 2. ن = 3 → ن = 2. يشير الخط الفيروزي إلى الانتقال مع ثاني أقل طاقة ضمن سلسلة Balmer ، وهي n = 4 → n = 2. n = 4 rightarrow n = 2. ن = 4 → ن = 2. لذلك جوابتنا هي (د). □ _ مربع □


أجب على هذا السؤال

كيمياء

بالنظر إلى المعادلة المتوازنة التي تمثل التفاعل: 2Fe + 3Cu ^ 2 + -> 2Fe ^ 3 + + 3Cu عندما تفقد ذرات الحديد ستة مولات من الإلكترونات ، كم عدد مولات الإلكترونات التي تكتسبها أيونات النحاس؟ (1) 12 مولات (2) 2 مولات (3) 3 مولات (4)

كيمياء

تفاعل معدن الألمنيوم (Al) مع الأكسجين (O2) يشكل Al2O3. ما هي المعادلة المتوازنة لتفاعل الأكسدة والاختزال هذا. ما هما نصفي رد الفعل لإظهار عدد الإلكترونات التي يكتسبها أو يفقدها كل نوع؟

التاريخ

ماذا حدث للمايا خلال الحرب الأهلية في غواتيمالا؟ فقد المايا المزيد من أراضيهم. لقد كان نضال المايا من أجل حقوق الإنسان ناجحين ولم يعارضوا أبدًا. اكتسب المايا السلطة السياسية. اكتسب المايا المزيد من

تاريخ

ما هي بعض آثار حرب السنوات السبع؟ (حدد كل ما ينطبق) - اكتسبت بريطانيا حقوقًا معذرة في بنغال ، الهند - انتفضت مستعمرات فرنسا في منطقة البحر الكاريبي في تمرد وحصلت على الاستقلال - فقدت بريطانيا كل شمالها

مادة الاحياء

يحتوي الكبريت على ستة إلكترونات في معظم مستويات الطاقة الخارجية. في الترابط الأيوني ، يميل إلى _____________________________. أخذ إلكترونين آخرين B. يعطي إلكترونين C. يعطي ستة إلكترونات D.

كيمياء

أي من الأنواع التالية هو أقوى عامل مؤكسد في ظل ظروف الحالة القياسية؟ أ. Ag + (عبد القدير) ب. H2 (ز) ج. ح + (عبد القدير) د. Cl2 (ز) ه. Al3 + (aq) أعتقد أن Ag + (aq) سينقل الإلكترونات في وقت أقرب من الخيارات الأربعة الأخرى.

كيمياء

ما هي درجة الحرارة النهائية للماء في وعاء معزول نتيجة تمرير 5.00 جم من البخار [H2O (g)] عند 100.0 درجة مئوية إلى 195.0 جم من الماء عند 20.0 درجة مئوية؟ (؟ H ° vap = 40.6 kJ / mol H2O) أفضل طريقة للقيام بذلك

كيمياء

كم عدد إلكترونات التكافؤ التي يتم مشاركتها أو اكتسابها أو فقدها بواسطة كل ذرة من المركبات الستة؟ • N2 • CCl4 • SiO2 • AlCl3 • CaCl2 • LiBr

علم

اذكر عدد الإلكترونات المفقودة أو المكتسبة في تكوين كل أيون. Br- As3-

رياضيات. يساعد. DX

خلال فترة ثلاثة أيام ، اكتسب سهم Money، Inc. 6 نقاط وخسر 10 نقاط واكتسب نقطتين. ما هو التغيير الكلي في النقاط للأيام الثلاثة؟

سؤال: خسر فريق كرة القدم 9 ياردات في أول مباراة له. في المسرحتين التاليتين ، اكتسبوا 3 ياردات ثم 6 ياردات. ج: ما هو التعبير الذي يمكن كتابته لتمثيل عدد الياردات التي بدأ منها فريق كرة القدم؟

عندما تقترب ذرتان من بعضهما البعض وتتفاعل مع بعضهما البعض ، فإن غلافهما الخارجي هو الذي يتلامس أولاً ، وبالتالي فإن الإلكترونات الموجودة في غلافها الخارجي هي التي تشارك عادةً في أي مادة كيميائية


شاهد الفيديو: مباديء الكيمياء - اكتساب الإلكترون وفقدانه الأيون في الكيمياء - Ions lost u0026 gain electrons (ديسمبر 2021).