مقالات

4.7: الأيونات: خسارة واكتساب الإلكترونات


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 تُترك بعدد أقل من الإلكترونات سالبة 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 تحصل على 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


4.7: الأيونات: خسارة واكتساب الإلكترونات


سيقدم لك هذا الدرس تعريف الطالب بمبادئ الكيمياء الأساسية. سيسمح لك فهم هذه المعلومات الأساسية بمعرفة الموضوعات الأكثر تقدمًا في محاضرات الدورة التدريبية الخاصة بك.

يركز هذا الدرس على عدد من المجالات المتعلقة بالكيمياء الأساسية. يجب عليك مراجعة كل صفحة من أجل أنها تعتمد على بعضها البعض. سيتم مراجعة العديد من هذه المواضيع. قد يكون الآخرون جددًا عليك. في كلتا الحالتين ستتعلم أساسيات الكيمياء المطلوبة في هذه الدورة.

الذرات هي الوحدة الأساسية في الكيمياء. تتكون من 3 أشياء أصغر:

  • البروتونات - هذه مشحونة إيجابياً (+)
  • الإلكترونات - هذه سالبة الشحنة (-)
  • النيوترونات - هذه ليست لها شحنة

هذه الجسيمات الثلاثة الأصغر مرتبة بطريقة معينة. في الوسط توجد النواة حيث تجد البروتونات الموجبة والنيوترونات المحايدة.

في مدار حول النواة توجد الإلكترونات. توجد هذه في سلسلة من المدارات (اعتمادًا على الذرة) بأعداد مختلفة من الإلكترونات كما هو موضح أدناه.

تفاعل الذرات

إن الإلكترونات الموجودة في المدار حول النواة هي التي تسمح لذرة واحدة بالتفاعل مع ذرات أخرى حتى يمكن ربطها ببعضها البعض.

على سبيل المثال ، يتكون H2O من ذرة أكسجين مرتبطة بذرتين من الهيدروجين. الارتباط أو التفاعل بين إلكترونات ذرات الهيدروجين والأكسجين يسمى رابطة كيميائية. المزيد عن هذه لاحقًا.

الذرات في جسم الإنسان

يتكون جسم الإنسان من مواد كيميائية تبلغ قيمتها بضعة دولارات.

أكثر 12 ذرة مفيدة لتعرفها مدرجة أدناه:

في بعض الأحيان تكتسب الذرات إلكترونات أو تفقدها. ثم تفقد الذرة أو تكتسب شحنة "سالبة". ثم تسمى هذه الذرات أيونات.

  • أيون موجب - يحدث عندما تفقد الذرة إلكترونًا (شحنة سالبة) تحتوي على بروتونات أكثر من الإلكترونات.
  • أيون سالب - يحدث عندما تكتسب الذرة إلكترونًا (شحنة سالبة) سيكون لديها إلكترونات أكثر من البروتونات.

تُظهر الصورة التالية أن Na تفقد إلكترونًا ويكتسب Cl إلكترونًا


4.7: الأيونات: خسارة واكتساب الإلكترونات

تكون بعض الذرات أكثر استقرارًا عندما تكتسب أو تفقد إلكترونًا (أو ربما اثنين) وتشكل أيونات. هذا يملأ غلافها الإلكتروني الخارجي ويجعلها أكثر استقرارًا من الناحية النشطة. نظرًا لأن عدد الإلكترونات لا يساوي عدد البروتونات ، فلكل أيون شحنة صافية. الايونات الموجبة هي أيونات موجبة تتشكل بفقدان الإلكترونات. تتشكل الأيونات السالبة عن طريق اكتساب الإلكترونات وتسمى الأنيونات. الأنيونات يتم تحديدها من خلال اسم العنصر الذي تم تغييره لينتهي بـ & # 8220-ID & # 8221: يسمى أنيون الكلور بالكلوريد ، ويسمى أنيون الكبريت بالكبريتيد ، على سبيل المثال.

يشار إلى حركة الإلكترونات هذه من عنصر إلى آخر نقل الإلكترون. كما يوضح الشكل 1 ، يحتوي الصوديوم (Na) على إلكترون واحد فقط في غلافه الإلكتروني الخارجي. يستغرق الصوديوم طاقة أقل للتبرع بهذا الإلكترون الواحد مما يتطلبه لقبول سبعة إلكترونات أخرى لملء الغلاف الخارجي. إذا فقد الصوديوم إلكترونًا ، فإنه يحتوي الآن على 11 بروتونًا و 11 نيوترونًا و 10 إلكترونات فقط ، مما يتركه بشحنة إجمالية قدرها +1. يشار إليه الآن باسم أيون الصوديوم. يحتوي الكلور (Cl) في أدنى حالة طاقة له (تسمى الحالة الأرضية) على سبعة إلكترونات في غلافه الخارجي. مرة أخرى ، يعتبر اكتساب الكلور إلكترونًا واحدًا أكثر كفاءة في استخدام الطاقة من خسارة سبعة إلكترون. لذلك ، تميل إلى اكتساب إلكترون لتكوين أيون مكون من 17 بروتونًا و 17 نيوترونًا و 18 إلكترونًا ، مما يمنحه صافي شحنة سالبة (-1). ويشار إليه الآن باسم أيون الكلوريد. في هذا المثال ، سيتبرع الصوديوم بإلكترون واحد لتفريغ غلافه ، وسيقبل الكلور هذا الإلكترون لملء غلافه. يلبي كل من الأيونات الآن قاعدة الثمانيات ولهما أغلفة خارجية كاملة. نظرًا لأن عدد الإلكترونات لم يعد مساويًا لعدد البروتونات ، فإن كل منها أصبح الآن أيونًا وله شحنة +1 (كاتيون الصوديوم) أو -1 (أنيون كلوريد). لاحظ أن هذه المعاملات لا يمكن أن تتم إلا في وقت واحد: لكي تفقد ذرة الصوديوم إلكترونًا ، يجب أن تكون في وجود متلقي مناسب مثل ذرة الكلور.

الشكل 1. في تكوين مركب أيوني ، تفقد المعادن الإلكترونات وتكتسب اللافلزات إلكترونات لتصل إلى ثماني بتات. تتشكل الروابط الأيونية بين الأيونات ذات الشحنات المعاكسة. على سبيل المثال ، تترابط أيونات الصوديوم موجبة الشحنة وأيونات الكلوريد سالبة الشحنة معًا لتكوين بلورات من كلوريد الصوديوم ، أو ملح الطعام ، مما يؤدي إلى تكوين جزيء بلوري بدون شحنة صافية.

الرابطة الأيونية تتشكل بين الأيونات ذات الشحنات المعاكسة. على سبيل المثال ، تترابط أيونات الصوديوم موجبة الشحنة وأيونات الكلوريد سالبة الشحنة معًا لتكوين بلورات من كلوريد الصوديوم ، أو ملح الطعام ، مما يؤدي إلى تكوين جزيء بلوري بدون شحنة صافية.

يشار إلى أملاح معينة في علم وظائف الأعضاء باسم الشوارد (بما في ذلك الصوديوم والبوتاسيوم والكالسيوم) والأيونات اللازمة لتوصيل النبضات العصبية وتقلصات العضلات وتوازن الماء. توفر العديد من المشروبات الرياضية والمكملات الغذائية هذه الأيونات لتعويض تلك المفقودة من الجسم عن طريق التعرق أثناء التمرين.

مراجعة الفيديو

يوضح هذا الفيديو كيف تتكون المركبات الأيونية من الأنيونات والكاتيونات.


2 إجابات 2

لديك عدد غير قليل من الأسئلة هنا كلها في سؤال واحد ، لكنك ستحاول التطرق إليها جميعًا:

"هوية الذرة" هو تعريف متفق عليه: يتم تحديد الهوية من خلال عدد البروتونات. لذا فإن فقدان الإلكترونات أو اكتسابها لن يغير هويتها. ومع ذلك ، فإن اكتساب وفقدان الإلكترونات يمكن أن يغير خصائص وسلوك الذرة.

لست متأكدًا مما تقصده بعبارة "غير مستقر" أو ما تشير إليه عندما تقول إن "الذرة التي لا تحتوي على إلكترونات كافية تصبح غير مستقرة". بشكل عام ، تميل جميع الأيونات (الذرات التي تحتوي على إلكترونات أكثر أو أقل من البروتونات) إلى أن تصبح أكثر تفاعلًا كيميائيًا. هذا ليس بالضرورة هو نفسه غير المستقر. يمكن أن يعني عدم الاستقرار أيضًا أنه قد يكون من الصعب الحفاظ على حالة أيونية معينة: أي أن بعض الأيونات سيكون لها ميل قوي إما لكسب الإلكترونات أو تفكيكها حتى تصبح إما ذرة غير مشحونة أو أيون أكثر استقرارًا. لكن في هذا السياق نتحدث عن استقرار البنية الإلكترونية للذرة ، ليس للنواة. وبالتالي لا توجد (في معظم الظروف العادية) قضية اكتساب أو فقد البروتونات لمجرد أن الذرة قد اكتسبت أو فقدت إلكترونات.

فيما يتعلق بسؤالك الأخير "هل يمكن أن يكون لديك عدد كبير جدًا من الإلكترونات في الذرة؟" الجواب لا. عندما تضيف إلكترونات إلى ذرة ، سيتم الوصول إلى نقطة حيث لن تكون هذه الذرة قادرة على قبول المزيد من الإلكترونات (لأن هذه العملية غير مواتية بقوة). يعود هذا إلى سؤال "الاستقرار" ، لكننا نتحدث مرة أخرى عن استقرار الذرة الكتروني هيكل (ليس نواتها). إذا تمكن الإلكترون بطريقة ما من الحصول على طاقة كافية للوصول إلى البنية الإلكترونية لذرة (أيون) شديدة السالب بالفعل ، فقد تكون هذه الحالة الأيونية الجديدة الأكثر سالبة غير مستقرة: ولكن ما يعنيه هذا هو أن الذرة من المحتمل جدًا ، وبسرعة يفقد الإلكترون الإضافي ويعود إلى حالة طاقة أكثر استقرارًا وأكثر ملاءمة.

أخيرًا ، فيما يتعلق بالمشكلة التي تمت مناقشتها في المنشور الآخر الذي قدمت رابطًا له ، أي ما إذا كانت الأيونات الموجبة رقم تعتبر الإلكترونات ذرات ، فهي تعتمد حقًا على سياق المناقشة. أيون الهيدروجين ، H + ، هو أيضًا مجرد بروتون ، ولكن عادةً في سياق كيميائي أو كيميائي حيوي ، نعتبره ذرة هيدروجين مؤينة. مرة أخرى ، تتمتع الأيونات بسلوكيات مختلفة عن ذراتها غير المشحونة ، لكننا ما زلنا عادةً "نحددها" بعدد البروتونات في مناقشاتنا.

ملاحظة. فيما يتعلق بتعليقك على الجواب الآخر:. أين تذهب ل . ابحث عن اجابات؟ إذن كيف تعرف السعة الثابتة للإلكترونات للذرة؟ كيف تعرف أنها لا تقبل 6 إلكترونات؟"
الأسئلة التي تطرحها هي في الغالب الكيمياء الأساسية. احصل على كتاب أساسي جيد في الكيمياء واقرأ الفصول القليلة الأولى. هناك سوف تتعلم عن التركيب الإلكتروني للذرات ، والمدارات ، وكم عدد الإلكترونات التي يمكن لكل مدار أن يحملها ، وكم الطاقة اللازمة لإضافة أو إزالة الإلكترونات. هناك أيضًا مفهوم يسمى "الكهربية" يجب الانتباه إليه. إنه مقياس لمدى قوة نواة ذرة معينة في الإلكترونات.

أسئلة الاستقرار ، وكم عدد الإلكترونات التي يمكن إضافتها أو إزالتها تنزل دائمًا إلى الطاقة. إذا كانت الذرة شديدة السالب (لها سيطرة قوية جدًا على إلكتروناتها) ، فقد يتطلب الأمر الكثير من الطاقة لإزالة الإلكترون وتكوين أيون موجب. وكل إلكترون يُزال مايو تزيد من كهرسلبية الذرة بحيث تتطلب إزالة الإلكترون التالي المزيد من الطاقة. هذا صحيح بشكل خاص لتكوين غلاف الإلكترون "الكامل" (تعرف مرة أخرى على هذا في كتاب أساسي للكيمياء: المدارات الكاملة أو الأصداف الإلكترونية مستقرة للغاية من حيث الطاقة ، وبالتالي فهي تتطلب الكثير من الطاقة لإضافة أو إزالة الإلكترون). ستحد كمية الطاقة المطلوبة في النهاية (من الناحية العملية) من عدد الإلكترونات التي يمكن إضافتها أو إزالتها.

بصرف النظر عن كتاب أساسي جيد في الكيمياء ، إليك مكان واحد حيث يمكنك الحصول على بعض المفاهيم الأساسية دون الكثير من التفاصيل:

بعد ما سبق ، إذا كنت تريد المزيد من التفاصيل ، فاحصل على كتاب مدرسي جيد أو جرب ما يلي:


كلوريد أيون هو أنيون الكلور الذي يشكل الجزء المشحون سالبًا من أملاح معينة ، بما في ذلك أملاح كلوريد الصوديوم والهيدروجين ، وهو إلكتروليت أساسي موجود في جميع سوائل الجسم المسؤولة عن الحفاظ على توازن الحمض / القاعدة ، ونقل النبضات العصبية وتنظيم السوائل داخل وخارج الخلايا.

(أنا) ذرة الكلور لديه 7 إلكترونات في غلافه M أثناء أيون كلوريد لديه 8 إلكترونات في ال نفس القشرة. (ثانيا) ذرة الكلور محايدة أيون كلوريد سالب الشحنة. (ثالثا) ذرة الكلور يكون شديد التفاعل أثناء وجوده أيون خامل. رابعا) الكلور الغاز سام أيون كلوريد غير سام.


النقل الكامل لإلكترون واحد أو أكثر إلى كيان جزيئي (يُطلق عليه أيضًا "الإلكترون") ، وبشكل أعم ، عكس العمليات الموصوفة تحت الأكسدة (2) و (3).

  1. الإزالة الكاملة والصافية لإلكترون واحد أو أكثر من الكيان الجزيئي (يُطلق عليه أيضًا "إزالة الإلكترون").
  2. زيادة عدد أكسدة أي ذرة داخل أي ركيزة.
  3. اكتساب الأكسجين و / أو فقدان الهيدروجين من الركيزة العضوية.

كما ترى ، فإن عكس (3) هو أول بيان لك مع إضافة واحدة مهمة: الركيزة العضوية.

لفهم هذا على المرء فقط أن ينظر في الكهربية. مع كهرسلبية تبلغ 2.20 (بولينج) للهيدروجين ، فهي أقل كهرسلبية من معظم غير المعادن الأخرى ، أو بشكل عام ، العناصر التي تتكون منها الركائز العضوية. إذا اتبعت مخطط الكهربية لتعيين حالات الأكسدة ، فإن إضافة ذرة هيدروجين (بروتون واحد وإلكترون واحد) ينتج عنه انخفاض في عدد أكسدة العنصر الذي تمت إضافة ذرة الهيدروجين إليه. [2]

من ناحية أخرى ، فإن إضافة الأكسجين سيزيد من عدد أكسدة العنصر (باستثناء الفلور) الذي تمت إضافته إليه ، نظرًا لأن كهرسلبيته هي ثاني أعلى مستوى ، أي 3.44 (بولينج). [3]

على سبيل المثال ، عند إضافة ثنائي الهيدروجين إلى الإيثين ، يتم تقليل الكربون ، بينما يتأكسد الهيدروجين. $ ce < ظرف < color<-2>>_2 ظرف <+1>_4 + ظرف <0>_2 - & gt ظرف < لون<-3>>_2 ظرف <+1>_6> $ بإضافة ثنائي الأكسجين إلى الإيثان لتكوين الإيثان -1 ، 2-ديول ، يتأكسد الكربون ، بينما ينخفض ​​الأكسجين. $ ce < ظرف < color<-3>>_2 ظرف <+1>_6 + ظرف <0>_2 - & gt ظرف < لون<-1>>_2 ظرف <+1>_6 ظرف <-2>_2> $ يمكنك البحث عن إضافة الماء إلى الإيثان لتكوين الإيثانول. سوف يتأكسد كربون واحد ويختزل الآخر. $ ce < ظرف < color<-2>>_2 ظرف <+1>_4 + ظرف <+1>_2 ظرف <-2> - & gt ( ظرف <+1> ظرف <-2>) H2 overet < color<-1>>- ظرف < لون<-3>> الخارج <+1>_3>$

فقط ضع في اعتبارك أن عبارتك الأولى صحيحة فقط عند إضافة الهيدروجين إلى المزيد من العناصر الكهربية. يحدث الانعكاس عند إضافته إلى عنصر أقل كهرسلبية ، مثل المعدن.
النقطة الثانية التي يجب وضعها في الاعتبار هي أن حالات الأكسدة هي أدوات مسك الدفاتر فقط. عالم الترابط ليس أيونيًا أو تساهميًا تمامًا ، بل غالبًا ما يكون في مكان ما بينهما. لذلك لا يتم نقل الإلكترونات بشكل كامل تقريبًا وقد يكون توزيع الشحنة الفعلي مختلفًا تمامًا.


CH103: كيمياء الصحة المساعدة

4.1 مقدمة إلى قاعدة الثمانية

4.2 الأيونات والجدول الدوري

الكاتيونات المشتركة

الأنيونات المشتركة

أيونات المعادن الانتقالية

4.3 الربط الأيوني

4.4 تدرب على كتابة المعادلات الأيونية الصحيحة

4.5 تسمية الأيونات والمركبات الأيونية

4.6 أيونات متعددة الذرات

4.7 تسمية أيونات متعددة الذرات

4.8 خصائص وأنواع المركبات الأيونية

4.9 أحماض وقواعد أرهينيوس

4.10 الأيونات والخلايا العصبية وإمكانات العمل

4.11 ملخص الفصل

4.12 المراجع

4.1 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 تكوينات الإلكترون التكافؤ. هذا يجعلها مستقرة وغير متفاعلة. هم بالفعل في حالة طاقة منخفضة ، لذلك يميلون إلى البقاء كما هم.

تحتوي العناصر في المجموعات الأخرى على تكوينات إلكترون تكافؤ 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 الأيونات. 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 ".

رموز نقطة إلكترونية

لكل عنصر في الجدول الدوري ، من الممكن التنبؤ بعدد إلكترونات غلاف التكافؤ التي ستحتويها. عند النظر إلى الجدول الدوري ، فقد تم تقسيمه إلى عناصر المجموعة الرئيسية وعناصر الانتقال. عناصر المجموعة الرئيسية مرقمة من IA إلى VIIIA ، وعدد إلكترونات غلاف التكافؤ يتوافق مع رقم مجموعتهم (الشكل 4.1). على سبيل المثال ، تنتمي جميع العناصر في عائلة الهالوجين إلى المجموعة VIIA ولها في المقابل 7 إلكترونات في غلاف التكافؤ. بالنسبة لجميع عناصر الانتقال وعناصر الانتقال الداخلية ، لديهم إجمالي 2 إلكترون في غلاف التكافؤ الخاص بهم.

الشكل 4.1 الجدول الدوري للعناصر. يشار إلى المجموعة الرئيسية ، والانتقال وعناصر الانتقال الداخلية.

على الرغم من أنه من الممكن تمامًا تحديد عدد إلكترونات التكافؤ في الذرة من خلال الأرقام ، إلا أنه من المفيد أحيانًا الحصول على تمثيل رسومي. يُطلق على التدوين الرسومي المستخدم لإلكترونات التكافؤ اسم رمز نقطة الإلكترون. لرسم رمز نقطة إلكترونية ، ابدأ بالاختصار الخاص بالعنصر محل الاهتمام كمركز للدلالة على نواة الذرة. من هناك ، حدد عدد إلكترونات التكافؤ التي تمتلكها الذرة وفقًا لموقعها في الجدول الدوري ، ثم أضف نقطة واحدة لكل إلكترون تكافؤ حول العنصر (الشكل 4.2). غالبًا ما يرغب الطلاب في وضع هذه النقاط الإلكترونية حول العنصر بشكل عشوائي ، ولكن من المفيد استخدام الاتجاهات الأساسية الأربعة كدليل. أولًا ، ضع الإلكترونات المفردة حول الذرة في كل من المواضع الأساسية الأربعة حتى نفاد الإلكترونات. بالنسبة للعناصر التي تحتوي على أكثر من أربعة إلكترونات تكافؤ ، ستبدأ في إقرانها في الاتجاهات الأساسية الأربعة. لاحظ أن الغازات النبيلة تحتوي على ثماني بتات كاملة وستحتوي على إجمالي 8 إلكترونات في غلاف التكافؤ (الشكل 4.2).

الشكل 4.2 الرموز النقطية للإلكترون. يتم عرض الرموز الإلكترونية النقطية للكربون من خلال النيون في الجدول الدوري. لاحظ أنه سيتم وضع إلكترون واحد في كل اتجاه من الاتجاهات الأساسية الأربعة قبل إقران الإلكترونات بإلكترون آخر.

بشكل عام ، يمكن استخدام الجدول الدوري كدليل لتحديد عدد إلكترونات التكافؤ لكل عنصر (الشكل 4.3).

الشكل 4.3 الجدول الدوري مع الرموز النقطية للإلكترون. يتم رسم رموز نقطة الإلكترون فوق كل عائلة أو مجموعة من العناصر في الجدول الدوري ، حيث تشير X إلى أي عنصر داخل تلك العائلة أو المجموعة.

(العودة إلى الصدارة)

4.2 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 4.4 ، 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 4.4 تكوين 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. 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.

بشكل عام ، ستفقد عناصر المجموعة IA إلكترونًا واحدًا للوصول إلى الحالة الإلكترونية للغاز النبيل الذي يسبقها في الجدول الدوري. لاحظ أن نواة الذرة تظل دون تغيير ، وبالتالي فإن هوية الأيون لم تتغير أيضًا. أيون الصوديوم له نفس تكوين الإلكترون مثل النيون ، ولكن ليس نفس تكوين البروتون / النيوترون. وبالتالي ، فإنه يحتفظ بهويته كعنصر ، صوديوم حتى عندما يكون قد خسر إلكترونًا. وبالمثل ، تفقد عناصر المجموعة IIA إلكترونين تكافؤين لتكوين أيونات بشحنة +2 وتفقد عناصر المجموعة IIIA ثلاثة إلكترونات لتكوين أيونات بشحنة +3. وهذا يعطيهم التكوين الإلكتروني للغاز النبيل الذي يسبقهم في الجدول الدوري.

عندما يكون الهيدروجين في العمود الأول ، فإنه لا يعتبر معدنًا قلويًا ، وبالتالي لا يندرج تحت نفس تصنيف العناصر الموجودة أسفله في الجدول الدوري. وذلك لأن الهيدروجين صغير جدًا ويمكنه استيعاب إلكترونين فقط ليتم ملئهما. إنه استثناء لقاعدة الثمانية. 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 امتداد أيون هيدريد. أثناء تأين الهيدروجين ، تكون حالة H + أكثر شيوعًا من حالة H & # 8211. بالإضافة إلى ذلك ، فإن H + أيون مهم جدًا في كيمياء الأحماض. الأحماض يتم تعريفها على أنها مركبات تتبرع بأيونات H + في المحاليل المائية.

يتم تسمية الكاتيونات بكل بساطة باتباع اسم العنصر بالكلمة & # 8216ion & # 8217. وبالتالي ، يُشار الآن إلى ذرة الصوديوم التي فقدت إلكتروناتها بـ a أيون الصوديوم.

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 4.5 ، 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 4.5 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.

من المهم عدم إساءة تفسير مفهوم الوجود متساوي الكتروني. 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 الأعضاء الأخرى في سلسلة النيون المتساوية الإلكترونية (N 3 - ، O 2 - ، F - ، Ne ، Na + ، Mg 2 + ، Al 3 +)

الشكل 4.6: الذرات الكهروضوئية لها خصائص مختلفة. 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 الملح مثل كلوريد الصوديوم وملح الطعام العادي.

أيونات الانتقال ومعادن الانتقال الداخلي

تعد معادن الانتقال والانتقال الداخلية مجموعة مثيرة للاهتمام وصعبة من العناصر. لديهم أنماط محيرة لتوزيع الإلكترونات لا تتبع دائمًا قواعد تعبئة الإلكترون. إن التنبؤ بكيفية تكوين الأيونات ليس واضحًا دائمًا ، لذلك يجب عليك الرجوع إلى الجدول الدوري الأيوني المشترك لتحديد الحالات الأيونية للانتقال وعناصر الانتقال الداخلية (الشكل 4.7).

الشكل 4.7 الدول الأيونية المشتركة للعناصر. بالنسبة للعناصر التي تحتوي على 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:

(العودة إلى الصدارة)

4.3 الربط 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 رسوم متعارضة تجتذب بعضها البعض ، وهو يختلف 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 التجاذب 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 مساويًا عدد الشحنات السلبية. بالنسبة لكلوريد 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.

(العودة إلى الصدارة)

4.4 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 ذرة واحدة 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 هي 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 4.7 ، يمكنك أن ترى أن الألومنيوم يشكل كاتيونًا بشحنة +3 بينما يشكل الكبريت 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 السفلية للصيغة الكيميائية. في مثالنا ، نحتاج إلى ذرتين من Al و 3 ذرات من S. وسيتم كتابتها كـ Al2س3 كمنتج نهائي.

(العودة إلى الصدارة)

4.5 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. سيتم 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 ، 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 بعض الشيء. 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!

(العودة إلى الصدارة)

4.6 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 4.1 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 كاتيونات وتحمل 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 تظل 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 أيوني 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 وفيات في ذلك الوقت 1 من 10. بمجرد ربط سبب مرض 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 تتضمن 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.

(العودة إلى الصدارة)

4.7 تسمية أيونات متعددة الذرات

الأيونات متعددة الذرات لها أسماء خاصة كما هو مذكور في الجدول 4.1. الكثير منها يحتوي على الأكسجين ويطلق عليه الأوكسيانيون. 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 الأكسوجين ، سيتم إعطاء الأول الذي يحتوي على عدد أقل من الأكسجين النهاية & # 8216-ite & # 8217 وسيعطى الآخر الذي يحتوي على المزيد من الأكسجين النهاية & # 8216-ate & # 8217. مثال جيد لأوكسيانيونات النيتروجين والكبريت:

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 الكلور من الأيونات مثالًا ممتازًا على الحاجة إلى هذه البادئات.

يسمى ClO & # 8211 هيبوكلوريت

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 التسمية 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. راجع الجدول 4.1 لتحديد الأسماء الصحيحة للأيونات متعددة الذرات.

(العودة إلى الصدارة)

4.8 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 متصلة ، عادةً في بنية بلورية. يوضح الشكل 4.8 بنية كلوريد الصوديوم (NaCl)

الشكل 4.8 كريستال شعرية. (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. عندما يتم تعبئة الأيونات في المحلول ، يشار إليها باسم الشوارد، بسبب قدرتها على توصيل الكهرباء.

(العودة إلى الصدارة)

4.9 أحماض وقواعد أرهينيوس

تعتبر أيونات H + و OH & # 8211 هي العوامل الرئيسية في الكيمياء الحمضية القاعدية ، بموجب تعريفات Arrhenius للأحماض والقواعد. عرّف أرهينيوس ملف حامض كمركب 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 قاعدة 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.

يتم 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 استبدالها 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 متعددة 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:

تتميز جميعها عن الأحماض التي تحتوي على الكلور الثنائي:

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

(العودة إلى الصدارة)

4.10 الأيونات والخلايا العصبية وإمكانيات الإجراءات

تلعب الأيونات داخل الأنظمة البيولوجية العديد من الأدوار المهمة بما في ذلك تقلص العضلات ، والتمثيل الغذائي الخلوي ، وإنتاج طاقة ATP ، ولكن ربما يكون أحد أهم الأدوار في وظيفة الدماغ. الدماغ هو عضو معقد للغاية يتكون من تريليونات من الخلايا الدقيقة تسمى الخلايا العصبية. العصبون ، المعروف أيضًا باسم الخلية العصبية ، هو خلية قابلة للإثارة كهربائيًا تستقبل المعلومات وتعالجها وتنقلها عبر الإشارات الكهربائية والكيميائية. تحدث هذه الإشارات بين الخلايا العصبية عبر وصلات متخصصة تسمى المشابك العصبية. يمكن أن تتصل الخلايا العصبية ببعضها البعض لتشكيل مسارات عصبية ، ودوائر عصبية يمكن أن تكون معقدة للغاية. الخلايا العصبية هي المكونات الأساسية للجهاز العصبي المركزي ، والذي يشمل الدماغ والحبل الشوكي ، والجهاز العصبي المحيطي ، والذي يتكون من الجهاز العصبي اللاإرادي والجهاز العصبي الجسدي.

هناك أنواع عديدة من الخلايا العصبية المتخصصة التي يمكن تصنيفها حسب الشكل أو الموقع أو الوظيفة (الشكل 4.9). تستجيب الخلايا العصبية الحسية لنوع معين من المنبهات مثل اللمس أو الصوت أو الضوء وجميع المحفزات الأخرى التي تؤثر على خلايا الأعضاء الحسية ، وتحولها إلى إشارة كهربائية عبر التحويل ، والتي يتم إرسالها بعد ذلك إلى النخاع الشوكي أو الدماغ. تستقبل الخلايا العصبية الحركية إشارات من الدماغ والحبل الشوكي للتحكم في كل شيء من تقلصات العضلات إلى النتاج الغدي. تربط الخلايا العصبية الداخلية الخلايا العصبية بخلايا عصبية أخرى داخل نفس المنطقة من الدماغ أو الحبل الشوكي في الشبكات العصبية.

الشكل 4.9 أمثلة على أنواع مختلفة من الخلايا العصبية. (أ) الخلايا العصبية الهرمية الموجودة في القشرة الدماغية هي خلية متعددة الأقطاب بجسم خلية يتشكل إلى حد ما مثل الهرم. (ب) سميت خلية بركنجي في المخيخ باسم العالم الذي وصفها في الأصل. (ج) تسمى الخلايا العصبية الشمية بوظائفها بمعنى حاسة الشم.

يتكون العصبون النموذجي من جسم الخلية (سوما) ، والتشعبات ، ومحور عصبي (الشكل 4.10). يستخدم مصطلح النوريت لوصف التغصنات أو المحوار ، لا سيما في مرحلته غير المتمايزة. التشعبات هي هياكل رقيقة تنشأ من جسم الخلية ، وغالبًا ما تمتد لمئات الميكرومترات وتتفرع عدة مرات ، مما يؤدي إلى ظهور شجرة معقدة & # 8220dendritic & # 8221. المحاور العصبية (وتسمى أيضًا الألياف العصبية) هي امتداد خلوي خاص (عملية) تنشأ من جسم الخلية في موقع يسمى تلة المحوار ويسافر لمسافة تصل إلى متر واحد في البشر أو حتى أكثر في الأنواع الأخرى. تتلقى معظم الخلايا العصبية إشارات عبر التشعبات وترسل إشارات أسفل المحور العصبي. من أجل إرسال إمكانات فعلية إلى أسفل المحور العصبي ، يجب استقبال إشارة العتبة بواسطة التشعبات ونقلها إلى تلة المحور المحوري. إذا كانت الإشارة قوية بما يكفي عندما تصل إلى تلة المحور العصبي ، فسيتم إرسال جهد عمل واحد أو لا شيء إلى أسفل المحور العصبي مما يتسبب في إطلاق الناقلات العصبية في الشق المشبكي ، كما هو موضح في الشكل 4.11.

الشكل 4.10 تشريح الخلايا العصبية. يصور في الرسم التخطيطي الخلايا العصبية مع جسم الخلية المركزي (سوما) والتغصنات النموذجية وإسقاطات المحوار. عادةً ما تكون التشعبات في الخلايا العصبية هي المكان الذي يتم فيه استقبال الإشارات الخارجية ويكون المحور العصبي هو المستخدم لنقل الإشارة الكيميائية إلى الخلايا المستهدفة في اتجاه مجرى النهر في مسار الاتصال. الشكل مقتبس من ويكيميديا

الشكل 4.11 الإشارات العصبية. يصور هذا الرسم البياني الاتصال الخلوي الخلوي بين الخلايا العصبية بعد إطلاق جهد فعل أسفل محور عصبون ما قبل التشابك العصبي. في المحطة المحورية ، يتم إطلاق الحويصلات الإفرازية التي تحتوي على ناقلات عصبية مثل السيروتونين والدوبامين ، في الشق المشبكي حيث يمكن أن تتفاعل مع المستقبلات الموجودة على التغصنات أو سوما من الخلايا العصبية ما بعد المشبكي. الشكل مقدم من ويكيميديا.

غالبًا ما يتم تجميع العديد من المحاور في حزم تشكل الأعصاب في الجهاز العصبي المحيطي (مثل خيوط الأسلاك التي تشكل الكابلات). تسمى حزم المحاور في الجهاز العصبي المركزي بالمسالك. غالبًا ما يؤدي جسم الخلية في الخلية العصبية إلى ظهور تشعبات متعددة ، ولكن لا تزيد أبدًا عن أكثر من محور عصبي واحد ، على الرغم من أن المحور العصبي قد يتفرع مئات المرات قبل أن ينتهي. في غالبية نقاط الاشتباك العصبي ، يتم إرسال الإشارات من محور عصبون إلى تغصن آخر. ومع ذلك ، هناك العديد من الاستثناءات لهذه القواعد: على سبيل المثال ، يمكن أن تفتقر الخلايا العصبية إلى التشعبات ، أو لا تحتوي على محور عصبي ، ويمكن لنقاط الاشتباك العصبي توصيل محور عصبي بمحور آخر أو تغصن إلى تغصن آخر.

لكي تصبح خلية قابلة للاستثارة يمكنها نقل إشارة كهربائية ، تولد الخلايا العصبية إمكانات راحة سلبية داخل خلاياها. يتم تحقيق ذلك عن طريق عزل الكاتيونات والأنيونات بتركيزات مختلفة إما داخل الخلية (داخل الخلايا) أو خارج الخلية (خارج الخلية). هذا يترك داخل الخلايا العصبية بقدرة استراحة تصل إلى -70 مللي فولت. وبالتالي ، يُقال أن الخلية مستقطبة أو مشحونة سالبًا. الخلايا العصبية قادرة على توليد هذا الجهد السلبي للراحة إلى حد كبير من خلال استخدام بروتين ATPase الصوديوم (Na +) / البوتاسيوم (K +). يتم تضمين هذا البروتين في غشاء البلازما لجميع الخلايا العصبية ، حيث يعمل كمضخة. تستخدم مضخات البروتين الطاقة لضخ الجزيئات جسديًا عبر غشاء البلازما مقابل تدرج تركيزها. الطاقة المستخدمة في هذه العملية هي أدينوسين ثلاثي الفوسفات (ATP). في هذه الحالة ، يتم ضخ 3 أيونات صوديوم من الخلية ، بينما يتم ضخ 2 أيونات بوتاسيوم داخل الخلية لكل جزيء ATP يتم تكسيره إلى Adenosine Diphosphate (ADP) (الشكل 4.12). هذا يخلق تدرجًا كهروكيميائيًا حيث يوجد تركيز عالٍ من أيونات الصوديوم خارج الخلية وتركيز عالٍ من أيونات البوتاسيوم داخل الخلية. وبالمثل ، تتراكم أيونات الكالسيوم على السطح الخارجي للخلايا العصبية. يحتوي الجزء الداخلي من الخلية أيضًا على العديد من الأنيونات العضوية وأنيونات الفوسفات التي تسبب إمكانية الراحة السلبية الكبيرة البالغة -70 مللي فولت داخل الخلية.

يتم التعبير عن مضخة Na + / K + ATPase على نطاق واسع في جميع الخلايا العصبية وتعمل باستمرار على الحفاظ على هذا التدرج. في الواقع ، يعد هذا أحد الاستخدامات الرئيسية للطاقة داخل الجسم حيث يستهلك ما يقرب من 20٪ من إجمالي طاقة الجسم و # 8217s كل يوم. إن تشكيل تدرج التركيز هذا يجعل من الممكن للخلايا العصبية إرسال نبضات كهربائية أسفل محور الخلية والتواصل مع الخلايا المستهدفة في اتجاه مجرى النهر. هذا يجعل من الممكن التفكير وتحريك عضلاتنا وإحساس العالم الخارجي من خلال اللمس والبصر والسمع والشم.

الشكل 4.12. مضخة الصوديوم والبوتاسيوم ATPase. تستخدم مضخة Na + / K + ATPase طاقة ATP لضخ 3 Na + خارج الخلية و 2 K + في الخلية. يمكّن هذا التدرج الخلايا العصبية من الحفاظ على إمكانات كهربائية أثناء الراحة تبلغ -70 مللي فولت داخل الخلية.

لتوليد جهد فعل ، يحتاج العصبون إلى تموج من التيار الإيجابي للتدفق أسفل المحور العصبي. عندما تصل إلى طرف المحور العصبي ، فهذه إشارة إلى أنه يجب إطلاق النواقل العصبية ، مثل الدوبامين أو السيروتونين أو الجلوتامات في الشق المشبكي (الشكل 4.11). . داخل الخلايا العصبية ، تلعب القنوات الأيونية دورًا مهمًا في توليد إمكانات الفعل. القنوات الأيونية عبارة عن بروتينات مدمجة داخل غشاء بلازما الخلايا العصبية التي تشكل مسامًا كبيرًا بما يكفي لتمرير أيونات معينة. لا تستخدم القنوات الأيونية الطاقة ويمكن أن تسمح فقط للأيونات بالتدفق إلى أسفل تدرج تركيزها من منطقة ذات تركيز أعلى إلى منطقة ذات تركيز أقل من خلال عملية تسمى الانتشار الميسر.

نوعان من القنوات الأيونية مهمان لتوليد جهد فعل هما القنوات المنشطة بالمستقبل / الترابط والقنوات ذات الجهد الكهربائي. بالنسبة للمستقبل / القناة المُفعَّلة ليجند ، الجزيء الصغير الذي يعمل كمرسِل كيميائي (يُسمى أيضًا ligand) ، يرتبط بالمُستقبل ويسبب تغييرًا في التكوين يفتح القناة الأيونية (الشكل 4.13). عادة ما توجد هذه الأنواع من المستقبلات في تغصن الخلايا العصبية المستقبلة ، حيث ترتبط بالناقلات العصبية. بمجرد ربط المستقبل بالناقل العصبي ، يفتح قناة الكالسيوم ، مما يسمح لأيونات الكالسيوم بالتدفق بسرعة إلى الخلية مما يجعل المنطقة المحلية أقل سلبية في الداخل. عندما تصبح الشحنة داخل العصبون أقرب إلى الصفر (أو أكثر حيادية) ، يسمى هذا بحدث إزالة الاستقطاب.

الشكل 4.13. قنوات تنشيط المستقبل / يجند. (أ) يُظهر مستقبلًا في التشكل المغلق أثناء حالة الراحة للخلايا العصبية. لاحظ أن أيونات الكالسيوم في تركيز عالٍ خارج الخلية بينما تخلق تركيزات الأنيون المتزايدة داخل الخلية حالة راحة -70 مللي فولت. (ب) عندما يتم إطلاق النواقل العصبية من المحور العصبي إلى المشبك ، فإنها سترتبط بالمستقبل مما يتسبب في تغيير تكوين في المستقبل الذي يفتح قناة أيون الكالسيوم. يتدفق Ca2 + إلى الخلية أسفل تدرج تركيزها مما يؤدي إلى إزالة الاستقطاب الموضعي داخل الخلية.

يمكن لحدث نزع الاستقطاب الموضعي هذا ، إذا كان قوياً بدرجة كافية ، تنشيط قنوات الصوديوم المجاورة ذات الجهد الكهربائي (الشكل 4.14 أ). هذه القنوات حساسة لحالة الشحن في الخلية العصبية وستفتح عندما تنخفض الشحنة في المنطقة المحلية. في هذا الوقت ، ستخضع قنوات الصوديوم ذات الجهد الكهربائي لتغيير هيكلي يسمح لأيونات الصوديوم بالتدفق بسرعة إلى الخلية ، أسفل تدرج تركيزها. سيؤدي هذا إلى زيادة استقطاب العصبون ويسبب فتح قنوات الصوديوم الأخرى ذات الجهد الكهربائي المتقاربة. عندما تتجاوز حالة شحن الخلايا العصبية المحايدة وتصبح موجبة من الداخل (حوالي +30 مللي فولت) ، تخضع قنوات الصوديوم ذات الجهد الكهربائي لتغيير شكلي آخر ، وتغلق القنوات وتوقف تدفق أيونات الصوديوم. عند هذه النقطة ، يتم تنشيط قنوات البوتاسيوم ذات الجهد الكهربائي للسماح بتدفق أيونات البوتاسيوم من الخلية إلى أسفل تدرج تركيزها (الشكل 4.14 ب).

الشكل 4.14 قنوات أيون ذات جهد كهربائي. (أ) يتم إغلاق قنوات الصوديوم ذات الجهد الكهربائي عندما تكون الخلايا العصبية في حالة الراحة. بعد تحفيز الناقل العصبي ، يتسبب نزع الاستقطاب الخلوي في أن تخضع قنوات الصوديوم ذات الجهد الكهربائي لتغيير توافقي ، مما يؤدي إلى فتح قناة الصوديوم والسماح بتدفق الصوديوم إلى الخلية. عندما تصبح الشحنة الخلوية موجبة (حوالي +30 مللي فولت) ، يتم إغلاق قنوات الصوديوم ذات الجهد الكهربائي بسبب تغيير إضافي في التكوين وتدخل فترة مقاومة حيث لا يمكن إعادة تنشيطها. يؤدي خفض حالة الشحن داخل الخلية العصبية إلى -70 مللي فولت إلى إعادة تكوين البروتين إلى حالة الراحة. (ب) يتم إغلاق قناة البوتاسيوم ذات الجهد الكهربائي أثناء حالة الراحة للخلايا العصبية ولا يتم تنشيطها حتى تتحول قطبية الخلية إلى حوالي +30 مللي فولت. بعد التنشيط ، تخرج أيونات البوتاسيوم من الخلية ، وتنخفض تدرج تركيزها وتستعيد إمكانات الراحة للخلايا العصبية إلى -70 مللي فولت.

يؤدي فتح قنوات البوتاسيوم ذات الجهد الكهربائي إلى استعادة إمكانات الراحة السلبية للخلايا العصبية. ومع ذلك ، فإن التدرجات الأيونية غير متوازنة في هذه الفترة الزمنية مع وجود مستويات عالية من الصوديوم داخل الخلية ومستويات عالية من البوتاسيوم خارج الخلية. هذا يخلق فترة مقاومة مطلقة حيث لا يمكن إعادة تنشيط الخلايا العصبية. بمجرد إغلاق قنوات البوتاسيوم واستعادة الإمكانات السلبية للخلايا العصبية ، تدخل الخلية العصبية فترة مقاومة نسبية حيث يتم تثبيط جهد عمل جديد ولكن ليس من المستحيل استنباطه. خلال هذا الوقت ، تستعيد مضخة Na + / K + ATPase التدرج الأيوني ، بحيث يتم ضخ الصوديوم خارج الخلية ، ويتم ضخ البوتاسيوم مرة أخرى في الخلية. في هذه المرحلة ، تتم إعادة ضبط الخلية العصبية وتكون حساسة تمامًا لتلقي إشارة أخرى. يمكن تمثيل ذلك بيانياً من حيث الجهد بمرور الوقت ، حيث يمكن ربط حدث إزالة الاستقطاب المحتمل للعمل مع فتح وإغلاق القنوات الأيونية المحددة (الشكل 4.15) يمكن تحقيق جهد الحركة بالكامل في غضون 4-5 مللي ثانية (مللي ثانية) .

الشكل 4.15 تمثيل بياني لإمكانية العمل. إمكانات حالة الراحة للخلايا العصبية هي -70 مللي فولت. يتم نشر جهد الفعل أسفل محور عصبي عندما تصل عتبة -55 بالسيارات إلى تلة المحور العصبي. يؤدي هذا إلى فتح قنوات الصوديوم ذات الجهد الكهربائي على طول المحور العصبي وإطلاق ناقل عصبي من طرف المحور. تغلق قنوات الصوديوم ذات الجهد الكهربائي وتصبح مقاومة للحرارة عندما يكون رد الفعل المحتمل للخلية +30 مللي فولت. ينتج عن هذا أيضًا فتح قنوات البوتاسيوم ذات الجهد الكهربائي والتي تعيد تأسيس حالة الراحة الكامنة للخلايا العصبية. تستعيد مضخة Na + / K + ATPase تدرجات Na + و K + داخل الخلية العصبية خلال فترة المقاومة النسبية وتمكن الخلية العصبية من إعادة التعيين الكامل وإطلاق إمكانات عمل أخرى.

تسمح فترة المقاومة في مكان واحد في الخلية العصبية أيضًا بالحركة الاتجاهية لحدث إزالة الاستقطاب من تشعبات الخلايا العصبية وعبر جسم الخلية. إذا كانت الإشارة قوية بما يكفي لإزالة استقطاب الخلايا العصبية إلى حالة -55 مللي فولت عندما تصل إلى تل المحوار ، فسيؤدي ذلك إلى توليد جهد فعل يتم إرساله إلى أسفل محور العصبون. هذه خطوة ملتزمة من قبل الخلايا العصبية التي ستؤدي إلى إطلاق الناقلات العصبية في الشق المشبكي ، مما يشير إلى تنشيط الخلية العصبية أو الخلية المستهدفة.

لاحظ أن هذين مثالين فقط على كيفية تنظيم القنوات الأيونية. يمكن أيضًا تنشيط بعض القنوات الأيونية من خلال الحركة الفيزيائية للخلية ، مثل خلايا الشعر الموجودة في الأذن الداخلية ، أو عن طريق التغييرات الكيميائية الأخرى مثل الفسفرة. بعض القنوات الأيونية متسربة ومفتوحة طوال الوقت ، مما يسمح بالحركة البطيئة والمستمرة للأيونات عبر الغشاء. هذا يبقي الضغط التناضحي تحت السيطرة ولا يسمح له بالتراكم إلى مستويات خطيرة ، على غرار وجود صمام الفائض في حوض الاستحمام الخاص بك ، بحيث لا ترتفع المياه كثيرًا وتفيض في حوض الاستحمام.

فيديو تعليمي عن إمكانات العمل

(العودة إلى الصدارة)

4.11 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 متبوعة 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. يتم 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. تسمى الأيونات المعبأة في المحلول الشوارد.

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.

الخلايا العصبية هي خلايا قابلة للاستثارة كهربائيًا تستخدم التدرجات الأيونية لتوليد نبضات عصبية تسمى إمكانات العمل. يتم إعداد التدرجات الأيونية داخل الخلايا العصبية من خلال استخدام المضخات الأيونية مثل Na + / K + ATPase Protein. مضخات أيون استخدام الطاقة لنقل الأيونات عبر غشاء الخلية مقابل تدرج تركيزها. يؤدي هذا إلى تكوين إمكانات غشاء يستريح داخل الخلية العصبية تبلغ -70 مللي فولت وحالة يكون فيها Na + في تركيز عالٍ خارج الخلية ويكون K + في تركيز عالٍ داخل الخلية. بروتينات القناة الأيونية استعمال نشر الميسر لنقل الأيونات عبر غشاء البلازما إلى أسفل تدرج تركيزها. قنوات مستقبلات / يجند أيون في التشعبات للخلايا العصبية ترتبط بالناقلات العصبية وتسبب إزالة الاستقطاب في المنطقة المترجمة. قنوات الصوديوم ذات الجهد الكهربائي يتم تنشيطها للسماح بتدفق Na + إلى الخلية والتسبب في مزيد من إزالة الاستقطاب. إذا تم إزالة استقطاب الخلية إلى -55 مللي فولت عند تلة المحوار ، فسيتم إنشاء إمكانات العمل أسفل المحور العصبي وسيتم إطلاق الناقلات العصبية بواسطة العصبون. يتم إعادة ضبط إمكانات الراحة للخلايا العصبية عن طريق فتح قنوات البوتاسيوم ذات الجهد الكهربائي. ثم يتم استخدام مضخة Na + / K + ATPase لإعادة ضبط التدرجات الأيونية لإعداد الخلايا العصبية لحدث إشارة آخر. تستغرق العملية برمتها حوالي 4-5 مللي ثانية. بشكل عام ، تستخدم الإشارات العصبية لدى البشر ما يقرب من 20٪ من إجمالي استهلاك الطاقة.


لماذا تكتسب الذرات الإلكترونات أو تفقدها؟

عندما تتشكل الأيونات ذرات تخسر أو اكتساب الإلكترونات من أجل الوفاء بقاعدة الثمانيات ولديك تكافؤ خارجي كامل إلكترون اصداف. عندما يخسرون الإلكترونات، تصبح موجبة الشحنة وتسمى الكاتيونات. عندما هم اكتساب الإلكترونات، وهي سالبة الشحنة وتسمى الأنيونات

اعلم أيضًا ، لماذا تكتسب الذرات إلكترونات التكافؤ أو تفقدها؟ الأنيونات. بعض ذرات ما يقرب من ثمانية الإلكترونات في التكافؤ قذيفة ويمكن يكسب إضافي إلكترونات التكافؤ حتى يحصلوا على ثماني بتات. عندما تكون هذه الذرات تكتسب إلكترونات، يكتسبون شحنة سالبة لأنهم يمتلكون الآن المزيد الإلكترونات من البروتونات. تسمى الأيونات سالبة الشحنة الأنيونات.

وبالمثل ، كيف تكتسب الذرات الإلكترونات وتفقدها؟

متي الذرات تفقد أو اكتساب الإلكترونات، تصبح ما يسمى الأيونات. فقدان الإلكترونات يترك و ذرة بشحنة موجبة صافية ، و ذرة يسمى الكاتيون. يكسب من الإلكترونات يترك و ذرة بشحنة سالبة صافية ، و ذرة يسمى الأنيون.

لماذا تكسب الذرات أو تفقد الإلكترونات Quizlet؟

ذرات شارك ،اكتساب أو فقد الإلكترونات عندما تتشكل روابط كيميائية. عندما تتشكل الروابط الأيونية الإلكترونات نقل من واحد ذرة إلى آخر ذرة. أيونات العناصر المختلفة علبة تتحد عن طريق تكوين روابط أيونية. تتشكل الأيونات الموجبة والأيونات السالبة عندما ذرة س فقد أو اكتساب الإلكترونات.


الرابطة الأيونية أو الرابطة الكهربية

تسمى القوة الكهروستاتيكية للتجاذب بين الأيونات المشحونة بشكل معاكس بالرابطة الأيونية أو الرابطة الكهربية.

تتكون هذه الرابطة بين ذرتين لهما فرق كبير في الكهربية ويمكنهما الوصول إلى ثماني بتات عن طريق النقل الكامل لإلكترون واحد أو أكثر من ذرة إلى أخرى. تسمى الذرة التي تفقد الإلكترونات عنصرًا إيجابيًا كهربائيًا وفقدان الإلكترون يشكل أيونًا موجبًا يسمى الكاتيون. تسمى الذرة التي تكتسب الإلكترونات عنصرًا كهربيًا وتقبل الإلكترون أنه يشكل أيونًا سالبًا يسمى الأنيون. بشكل عام ، المعادن موجبة للكهرباء واللافلزات كهربية. وهكذا تتشكل رابطة أيونية بين ذرة معدنية وغير معدنية. ترتبط الأيونات المشحونة بشكل معاكس ببعضها البعض عن طريق التجاذب الكهروستاتيكي بينهما.

وهكذا تُعرَّف الرابطة الأيونية أو الكهربية على أنها رابطة بين ذرتين هي القوة الكهروستاتيكية للجذب التي تربط معًا أيونات الذرات المجمعة المتكونة من النقل الكامل لإلكترون واحد أو أكثر من الإلكترون الموجب إلى الذرة الكهربية.

أمثلة على الرابطة الأيونية:

تشكيل كلوريد الصوديوم (NaCl)

التكوين الإلكتروني لصوديوم Na (Z = 11) هو 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 أي (2 ، 8 ، 1) بينما تكوين الكلور Cl (Z = 17) هو 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 أي ( 2 ، 8 ، 7). يحتوي الصوديوم على إلكترون واحد في غلاف التكافؤ. يمكن أن يكتسب تكوينًا مستقرًا (2 ، 8) من أقرب غاز خامل (Ne) بفقدان إلكترون واحد وتشكيل أيون موجب (كاتيون) من الصوديوم. يحتوي الكلور على 7 إلكترونات في غلاف التكافؤ. يمكن أن يكتسب تكوينًا ثابتًا (2 ، 8 ، 8) من أقرب غاز خامل (Ar) عن طريق الحصول على إلكترون واحد (يفقده الصوديوم) وتشكيل أيون سالب (أنيون) من الكلور.

الأيون الموجب للصوديوم والأيون السالب للكلور يترابطان معًا بقوة جذب إلكتروستاتيكية قوية. تمثيلها هو [Na +] [Cl & # 8211]

تشكيل كلوريد الكالسيوم (CaCl2):

التكوين الإلكتروني للصوديوم Ca (Z = 20) هو 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3 4s 2 أي (2 ، 8 ، 8 ، 2) بينما تكوين الكلور Cl (Z = 17) هو 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 أي (2 ، 8 ، 7). يحتوي الكالسيوم على إلكترونين في غلاف التكافؤ. يمكن أن يكتسب تكوينًا ثابتًا (2 ، 8 ، 8) من أقرب غاز خامل (Ar) عن طريق فقدان إلكترونين وتشكيل أيون موجب (كاتيون) من الكالسيوم مع وحدتين من الشحنة الموجبة. يحتوي الكلور على 7 إلكترونات في غلاف التكافؤ. يمكن أن يكتسب تكوينًا مستقرًا (2 ، 8 ، 8) من أقرب غاز خامل (Ar) عن طريق الحصول على إلكترون واحد (فقده الكالسيوم) وتشكيل أيون سالب (أنيون) من الكلور. يتم الحصول على إلكترونين فقدهما الكالسيوم بواسطة ذرتين من الكلور.

يرتبط أيون الكالسيوم الموجب واثنين من الأيونات السالبة للكلور معًا بقوة جذب إلكتروستاتيكية قوية. تمثيلها هو [Cu 2+] [Cl & # 8211]2

تكوين أكسيد الليثيوم (Li2س):

التكوين الإلكتروني لليثيوم Li (Z = 3) هو 1s 2 2s 1 أي (2 ، 1) بينما تكوين الأكسجين O (Z = 8) هو 1s 2 2s 2 2p 4 أي (2 ، 6). يحتوي الليثيوم على إلكترون واحد في غلاف التكافؤ. يمكن أن يكتسب تكوينًا ثابتًا (2) لأقرب غاز خامل (He) عن طريق فقدان إلكترون واحد وتشكيل أيون موجب (كاتيون) من الليثيوم بوحدة شحنة موجبة. يحتوي الأكسجين على 6 إلكترونات في غلاف التكافؤ. يمكن أن يكتسب تكوينًا ثابتًا (2 ، 8) من أقرب غاز خامل (ني) عن طريق اكتساب إلكترونين (فقد إلكترون واحد لكل ذرتين من الليثيوم) وتشكيل أيون سالب (أنيون) من الأكسجين بشحنتين سالبتين. يتم الحصول على إلكترونين فقدتهما ذرتان من الليثيوم بواسطة ذرة أكسجين واحدة.

يرتبط أيونان موجبان من الليثيوم وأيون سالب من الأكسجين معًا بقوة جذب إلكتروستاتيكية قوية. تمثيلها هو [Li +]2[س 2-]

تكوين أكسيد المغنيسيوم (MgO):

التكوين الإلكتروني للمغنيسيوم Mg (Z = 12) هو 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 أي (2 ، 8 ، 2) بينما تكوين الأكسجين O (Z = 8) هو 1s 2 2s 2 2p 4 أي (2 ، 6) . يحتوي المغنيسيوم على إلكترونين في غلاف التكافؤ. يمكن أن يكتسب تكوينًا مستقرًا (2 ، 8) لأقرب غاز خامل (Ne) بفقدان إلكترونين وتشكيل أيون موجب (كاتيون) من المغنيسيوم مع وحدتين من الشحنة الموجبة. يحتوي الأكسجين على 6 إلكترونات في غلاف التكافؤ. يمكن أن يكتسب تكوينًا مستقرًا (2 ، 8) من أقرب غاز خامل (ني) عن طريق اكتساب إلكترونين (فقدهما ذرة المغنيسيوم) وتشكيل أيون سالب (أنيون) من الأكسجين بشحنتين سالبتين. يتم الحصول على إلكترونين فقدتهما ذرة المغنيسيوم بواسطة ذرة الأكسجين.

يرتبط أيون موجب واحد من المغنيسيوم وأيون سالب من الأكسجين معًا بقوة جذب إلكتروستاتيكية قوية. تمثيلها هو [Mg 2+] [O 2-]

تكوين أكسيد المغنيسيوم (Na2س):

التكوين الإلكتروني لصوديوم الصوديوم (Z = 11) هو 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 أي (2 ، 8 ، 1) بينما تكوين الكبريت Cl (Z = 16) هو 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 أي ( 2 ، 8 ، 6). يحتوي الصوديوم على إلكترون واحد في غلاف التكافؤ. يمكن أن يكتسب تكوينًا مستقرًا (2 ، 8) من أقرب غاز خامل (Ne) بفقدان إلكترون واحد وتشكيل أيون موجب (كاتيون) من الصوديوم. يحتوي الكبريت على 6 إلكترونات في غلاف التكافؤ. يمكن أن يكتسب تكوينًا ثابتًا (2 ، 8 ، 8) من أقرب غاز خامل (Ar) عن طريق اكتساب إلكترونين (فقدهما ذرتا صوديوم) وتشكيل أيون سالب (أنيون) من الكبريت. يتم الحصول على إلكترونين فقدتهما ذرتان من الصوديوم بواسطة ذرة كبريت واحدة.

يرتبط أيونان موجبان من الصوديوم وأيون سالب من الكبريت معًا بقوة جذب إلكتروستاتيكية قوية. تمثيلها هو [Na +]2[S 2-]

الرابطة الأيونية والجدول الدوري:

الكهربية لعناصر الجدول الدوري

يُطلق على عدد الإلكترونات التي تكسبها الذرة أو تفقدها أثناء تكوين الرابطة الأيونية الكهربية. وبالتالي فإن الكهربية تساوي عدد الإلكترونات المفقودة بواسطة الذرة الموجبة لتكوين الأيونات الموجبة وتساوي عدد الإلكترونات التي تكتسبها الذرة الكهربية لتكوين الأيونات السالبة.

يعتمد ميل الذرة لكسب الإلكترون أو فقده على موقعها في الجدول الدوري. تعتبر عناصر المجموعة 1 و 2 شديدة التأين للكهرباء ولديها طاقات تأين منخفضة للغاية. وبالتالي يفضلون تكوين أيونات موجبة (كاتيونات) بفقدان الإلكترونات. عناصر المجموعة 15 و 16 و 17 كهرسلبية للغاية ولها طاقات تأين عالية جدًا. وبالتالي يفضلون تكوين أيونات سالبة (الأنيونات) عن طريق اكتساب الإلكترونات.

إذا كانت التكافؤات الكهربائية للجمع بين العناصر معروفة ، فيمكن كتابة صيغتها التجريبية بسهولة بالغة. إن الكهربية للمغنيسيوم (Mg) هي 2 والفلور (F) هي أ. ومن ثم فإن صيغة المركب المتكون هي MgF2.


تجد العناصر في المجموعات 15 و 16 و 17 أسهل اكتساب الإلكترونات من فقد معهم. فمثلا، الأكسجين ذرات يكسب اثنين الإلكترونات لتشكيل O 2 & # 8211 أيونات. هؤلاء لديهم نفس الشيء إلكترون التكوين مثل النيون الغاز النبيل. العناصر في المجموعة 14 يمكن فقد أربعة أو يكسب أربعة الإلكترونات لتحقيق هيكل غاز نبيل.

تميل المعادن إلى فقدان الإلكترونات و غير المعادن تميل إلى اكتساب إلكترونات ، لذلك في التفاعلات التي تنطوي على هاتين المجموعتين ، يتم نقل الإلكترون من المعدن إلى اللافلزية.