IONS(kreeka keelest - kõndimine), ühe- või mitmeaatomilised osakesed, mis kannavad elektrit. tasu, nt. H+, Li+, Al3+, NH4+, F- , SO 4 2 - . Positiivseid ioone nimetatakse katioonideks (kreeka keelest kation, mis sõna otseses mõttes langeb), negatiivseid ioone nimetatakse anioonideks (kreeka anioonist, mis sõna otseses mõttes tõusevad). Tasuta olek eksisteerib gaasifaasis (plasmas). Positiivseid ioone gaasifaasis võib saada ühe või mitme eraldamise tulemusena. elektronid neutraalsetest osakestest gaasi tugeval kuumutamisel, elektri toimel. tühjenemine, ioniseeriv kiirgus jne. Neeldub ühelaengulise positiivse moodustumisel. ioonienergiat nimetatakse esimeseks ionisatsioonipotentsiaaliks (või esimeseks ionisatsioonienergiaks), kahekordse laenguga iooni saamiseks ühekordselt laetud ioonist kulutatakse teist ionisatsioonienergiat jne. Negatiivne. ioonid tekivad gaasifaasis, kui nad kinnituvad vabade osakeste külge. elektronid ja neutraalsed aatomid ei suuda siduda rohkem kui ühte elektroni; eitama. mitmekordselt laetud üheaatomilisi ioone üksikus olekus ei eksisteeri. Energiat, mis vabaneb elektroni kinnitumisel neutraalse osakese külge, nimetatakse. elektronide afiinsus. Gaasifaasis võivad ioonid siduda neutraalseid molekule ja moodustada ioon-molekulaarseid komplekse. Vaata ka Ioonid gaasides. Kondensaatoris faasides on ioonid ioonkristallides. võred ja ioonsulamid; elektrolüütide lahustes on solvaat. elektrolüütilise toime tulemusena tekkinud ioonid. lahustunud aine dissotsiatsioon. Kondensaatoris faasis interakteeruvad ioonid intensiivselt (seotakse) neid ümbritsevate osakestega - vastupidise märgiga ioonid kristallides ja sulamites, neutraalsete molekulidega - lahustes. Interaktsioon toimub Coulombi, ioon-dipooli, doonor-aktseptor mehhanismide kaudu. Lahustes moodustuvad ioonidega seotud lahustimolekulidest ioonide ümber solvatatsioonikestad (vt Hüdratsioon, Solvatsioon). Idee ioonidest kristallides on mugav idealiseerimine. mudel, sest Puhtalt ioonset sidet ei esine kunagi näiteks kristallis. NaCl, on Na- ja Cl-aatomite efektiivsed laengud vastavalt võrdsed. ligikaudu +0,9 ja -0,9. Ioonide omadused kondensaatoris. faasis erinevad oluliselt samade ioonide väärtustest gaasifaasis. Lahustes on negatiivseid kahekordse laenguga üheaatomilisi ioone. Kondensaatoris faasis on palju erinevaid. polüatomilised ioonid – näiteks hapnikku sisaldavad anioonid. EI 3- , SO 4 2 - , kompleksioonid, nt. 3+, 2 - , klastriioonid 2+ jne (vt. Klastrid), polüelektrolüütide ioonid jne. Lahuses võivad ioonid moodustada ioonipaare. Termodünaamiline omadused - D H 0 arr., S 0, D Üksikute ioonide G 0 arr on täpselt teada ainult gaasifaasis olevate ioonide kohta. Ioonide jaoks lahustes katsete ajal. määratlus saadakse alati termodünaamiliste väärtuste summa. katiooni ja aniooni omadused. Teoreetiliselt võimalik. termodünaamiline arvutus üksikute ioonide väärtused, kuid selle täpsus on siiski väiksem kui katse täpsus. koguväärtuste määramine, seega praktilistel eesmärkidel. eesmärgid kasutavad tavapäraseid termodünaamilisi skaalasid. üksikute ioonide omadused lahuses ja tavaliselt võetakse termodünaamilised väärtused. karakteristikud H + võrduvad nulliga. Põhiline Kondensaatoris olevate ioonide struktuursed omadused. faas - raadius ja koordinatsioon. number. Välja on pakutud palju erinevaid asju. monatoomiliste ioonide raadiuste skaalad. Niinimetatud füüsiline K. Shannoni (1969) katsetest leitud iooniraadiused. andmed kristallide elektrontiheduse miinimumpunktide kohta. Coord. monoatomiliste ioonide arv aluses. jäävad vahemikku 4-8. JA Nad osalevad paljudes erinevates ringkondades. Need on sageli katalüsaatorid, vahepealsed. osakesed kemikaalides p-sioonid, näiteks heterolüütiliste reaktsioonide ajal. Ioonivahetusreaktsioonid elektrolüütide lahustes toimuvad tavaliselt peaaegu kohe. Elektrilises väljaioonid kannavad elektrit: katioonid - negatiivseks. elektrood (katood), anioonid - positiivsele (anood); Samal ajal toimub ainete ülekanne, millel on oluline roll

Elektrokeemia. Elektrolüüs. Galvaanilised rakud

Keemiline termodünaamika, süsteem, entalpia

Kui kaua reaktsioon aega võtab? Mis mõjutab reaktsiooni kiirust?

Pöörduvate reaktsioonide tasakaal. Le Chatelier’ põhimõte. Väliste tegurite mõju tasakaalule

Korrastuse mõõt, universumi energia, Gibbsi vaba energia

Peamised keemiliste ühendite klassid. Klassifikatsioon

Ioon on laetud osake, mis moodustub molekulist või aatomist ühe elektroni kao või võimenduse teel. Sellest järeldub, et ioonis ei ole prootonite arv võrdne elektronide arvuga. Pärast artikliga tutvumist saate teada, mis on laetud osakesed, mis on ioonid, katioonid ja anioonid, samuti saate elemendi numbri järgi teada, milline laeng sellel võib olla.

Elektronide arv ioonis

Neutraalses aatomis on elektronide arv võrdne prootonite arvuga tuumas, näiteks kroomil (24 Cr) on vastavalt 24 prootonit, ümber tuuma pöörleb 24 elektroni. Nagu artiklis kirjeldatud, liigub iga elektron kindlal orbitaalil, see tähendab, et tal on etteantud kogus energiat.

Kui ioon tekib elektroni kadumise tõttu, muutub iooni laeng positiivseks (elektronil on negatiivne laeng), diagramm, mida meeles pidada:

24 Cr - e - = 24 Cr + e + = 24 Cr +
24 Cr - 3e - = 24 Cr + 3e + = 24 Cr 3+

Samamoodi elektroni lisamisel:

24 Cr + e - = 24 Cr - e + = 24 Cr -
24 kr + 3e - = 24 kr - 3e + = 24 kr 3-

Ionisatsioonienergia

Kui elektronile antakse piisav kogus energiat, siis elektron "eraldub" aatomist. Mida lähemal on elektron tuumale, seda keerulisem on seda lahti rebida, mis tähendab, et seda rohkem on vaja energiat üle kanda. Elektroni eemaldamiseks vajalikku energiat nimetatakse ionisatsioonienergiaks või ionisatsioonipotentsiaaliks (I). I väärtused on tabelina ja neid võib leida erinevatest teatmeraamatutest.

#	Element	Nimi	kJ/mol
1	H	Vesinik	1312
2	Ta	Heelium	2373
3	Li	Liitium	520
4	Ole	Berüllium	899.5
5	B	Bor	801
6	C	Süsinik	1086
7	N	Lämmastik	1402
8	O	Hapnik	1314
9	F	Fluor	1681
10	Ne	Neoon	2080.7
11	Na	Naatrium	495
12	Mg	Magneesium	738
13	Al	Alumiiniumist	578
14	Si	Räni	787
15	P	Fosfor	1012
16	S	Väävel	1000
17	Cl	Kloor	1251
18	Ar	Argoon	1520.6
19	K	Kaalium	418.8
20	Ca	Kaltsium	590
21	Sc	skandium	633.1
22	Ti	Titaan	658.8
23	V	Vanaadium	650.9
24	Kr	Kroom	652.9
25	Mn	Mangaan	717.3
26	Fe	Raud	762.5
27	Co	Koobalt	760.4
28	Ni	Nikkel	737.1
29	Cu	Vask	745.5
30	Zn	Tsink	906.4
31	Ga	Gallium	578.8
32	Ge	Germaanium	762
33	Nagu	Arseen	947
34	Se	Seleen	941
35	Br	Broom	1142
36	Kr	Krüpton	1350.8
37	Rb	Rubiidium	403
38	Sr	Strontsium	549
39	Y	Ütrium	600
40	Zr	Tsirkoonium	640.1
41	Nb	nioobium	652.1
42	Mo	Molübdeen	684.3
43	Tc	Tehneetsium	702
44	Ru	Ruteenium	710.2
45	Rh	Roodium	719.7
46	Pd	Pallaadium	804.4
47	Ag	Hõbedane	731
48	Cd	Kaadmium	867.8
49	sisse	Indium	558.3
50	Sn	Tina	709
51	Sb	Antimon	834
52	Te	Telluur	869
53	I	Jood	1008
54	Xe	Ksenoon	1170.4
55	Cs	Tseesium	375.7
56	Ba	Baarium	503
57	La	Lantaan	538.1
58	Ce	Tseerium	534.4
59	Pr	Praseodüüm	527
60	Nd	Neodüüm	533.1
61	Pm	Promeetium	540
62	Sm	Samaarium	544.5
63	Eu	euroopium	547.1
64	Gd	Gadoliinium	593.4
65	Tb	Terbium	565.8
66	Dy	Düsproosium	573
67	Ho	Holmium	581
68	Er	Erbium	589.3
69	Tm	Tulium	596.7
70	Yb	Ytterbium	603.4
71	Lu	Luteetsium	523.5
72	Hf	Hafnium	658.5
73	Ta	Tantaal	761
74	W	Volfram	770
75	Re	Reenium	760
76	Os	Osmium	840
77	Ir	Iriidium	880
78	Pt	Plaatina	870
79	Au	Kuldne	890.1
80	Hg	elavhõbe	1007.1
81	Tl	Tallium	589.4
82	Pb	Plii	715.6
83	Bi	Vismut	703
84	Po	Poloonium	812.1
85	Kell	Astatiin	890
86	Rn	Radoon	1037
87	Fr	Prantsusmaa	380
88	Ra	Raadium	509.3
89	Ac	Aktiinium	499
90	Th	Toorium	587
91	Pa	Protaktiinium	568
92	U	Uraan	597.6
93	Np	Neptuunium	604.5
94	Pu	Plutoonium	584.7
95	Olen	Americium	578
96	cm	Kuurium	581
97	Bk	Berkeelium	601
98	Vrd	California	608
99	Es	Einsteinium	619
100	Fm	Fermium	627
101	MD	Mendelevium	635
102	Ei	Nobelium	642
103	Lr	Lawrence	470
104	Rf	Rutherfordium	580
Tabel 1. Ionisatsioonienergia, võrdlusandmed

Elektronide afiinsusenergia

Elektronid võivad kinnituda ka aatomi külge, kinnitusprotsessi käigus vabaneb elektron energiat, seda energiat nimetatakse elektronide afiinsusenergia, konkreetse aatomi iga elektroni jaoks on afiinsusenergia arvuliselt võrdne ja vastupidine ionisatsioonienergiale, näiteks 17 Cl, 17. elektroni klooriaatomi küljest lahtirebimiseks on vaja anda 13 eV sellega vabastab iga teine ​​elektron, mis liitub 17. elektroni asemel, samuti 13 eV.

Katioonid ja anioonid

Aatomeid, milles prootonite arv ei võrdu elektronide arvuga, nimetatakse ioonideks, kuna elektronil on negatiivne laeng, siis kui elektrone on rohkem kui prootoneid, siis on kogulaeng negatiivne: S 2- tähendab, et a. antud väävliaatomi puhul on elektronide arv kahe elektroni võrra suurem kui prootonite arv. Seega, kui elektrone on vähem kui prootoneid, on kogulaeng positiivne ja tähistatakse H +. Negatiivse laenguga aatomeid nimetatakse anioonid, positiivselt laetud aatomid - katioonid.

Mis laeng saab aatomil olema?

Teoreetiliselt on võimalik aatomilt kõik elektronid ära võtta, kuid see on võimalik ainult laboritingimustes ja väljaspool laborit ei ole aatomid sellises olekus, miks?

Pöördume tagasi elektroonilise kesta seadme juurde. Aatomi ümber on elektronid rühmitatud energiatasemete järgi; iga täidetud tase kaitseb tuuma ja on stabiilsem kui mittetäielikult täidetud tase. See tähendab, et elektrooniline konfiguratsioon kaldub täidetud alamtaseme olekusse: kui p-kesta peal on 5 elektroni, võtab aatom tõenäolisemalt ühe elektroni vastu kui loobub viiest. Näiteks klooriaatomil on 3p alamtasemel viis elektroni, kloori afiinsusenergia on 3,61 eV ja ionisatsioonienergia 13 eV. Naatriumil on viimasel alamtasemel üks elektron, afiinsusenergia on 0,78 eV ja ionisatsioonipotentsiaal 0,49 eV, seega on naatrium tõenäolisem, et loobub ühest elektronist kui võtab selle vastu.

Teades ionisatsioonipotentsiaali ja afiinsusenergiat, saame teha oletusi ainete vastasmõju kohta. Kui segate kokku naatriumi ja kloori ning annate neile energiat, siis suure tõenäosusega annab Na ühe elektroni Cl-le ja tulemuseks on Na + ja Cl - ioonide segu.

Näide

Seega saame elemendi numbri järgi arvata, milline laeng sellel on, näiteks 19. elemendil, elektrooniline konfiguratsioon on 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1, tõenäoliselt võib selline element kas loobuma või aktsepteerima ühte elektroni. 27. elemendi elektrooniline konfiguratsioon näeb välja selline: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7, d-alamtasandil võib kokku olla 10 aatomit, s.t. kas aatom võtab vastu 1,2 või 3 elektroni või loobub 1,2,3...7 elektronist, nii et suurema tõenäosusega võtab ta vastu 3, s.o. võimalikud olekud on +1, +2 ja +3,

Nüüd teate, mis on ioonid, peate vaid keemilisi sidemeid uurima ja saate redoksreaktsioone läbi viia!

Peaaegu kõik on näinud reklaami nn "Tšiževski lühtrist", mis suurendab negatiivsete ioonide hulka õhus. Kuid pärast kooli ei mäleta kõik täpselt ioone endid - need on laetud osakesed, mis on kaotanud normaalsetele aatomitele iseloomuliku neutraalsuse. Ja nüüd natuke täpsemalt.

"Valed" aatomid

Nagu teate, on perioodilisuse tabeli arv seotud aatomi tuumas olevate prootonite arvuga. Miks mitte elektronid? Sest elektronide arv ja täielikkus, kuigi need mõjutavad aatomi omadusi, ei määra selle põhiomadusi, mis on seotud tuumaga. Elektrone ei pruugi olla piisavalt või neid võib olla liiga palju. Ioonid on lihtsalt "vale" elektronide arvuga aatomid. Veelgi enam, paradoksaalsel kombel nimetatakse neid, kellel elektronide puudus on, positiivseteks ja neid, kellel on neid, nimetatakse negatiivseteks.

Natuke nimedest

Kuidas ioonid tekivad? See on lihtne küsimus – on ainult kaks haridusviisi. Kas keemilisel või füüsikalisel viisil. Tulemuseks võib olla positiivne ioon, mida sageli nimetatakse katiooniks, ja negatiivne ioon, vastavalt anioon. Ühel aatomil või tervel molekulil, mida peetakse ka spetsiaalset polüatomilist tüüpi iooniks, võib olla laengu puudujääk või ülejääk.

Püüdlus stabiilsuse poole

Kui toimub keskkonna, näiteks gaasi, ionisatsioon, siis on selles kvantitatiivselt proportsionaalsed elektronide ja positiivsete ioonide suhted. Kuid sellist nähtust esineb harva (äikese ajal, leegi lähedal), sellises muutunud olekus gaasi ei eksisteeri kaua. Seetõttu on maapinna lähedal reageerida võimelised õhuioonid üldiselt haruldased. Gaas on väga kiiresti muutuv keskkond. Niipea, kui ioniseerivate tegurite toime peatub, kohtuvad ioonid üksteisega ja muutuvad taas neutraalseteks aatomiteks. See on nende normaalne seisund.

Agressiivne vedelik

Ioone leidub vees suurtes kogustes. Fakt on see, et veemolekulid on osakesed, milles nad on molekulis ebaühtlaselt jaotunud; need on dipoolid, mille ühel küljel on positiivne ja teisel pool negatiivne laeng.

Ja kui vees ilmub lahustuv aine, mõjuvad veemolekulid koos oma poolustega lisatud ainele elektriliselt, ioniseerides seda. Hea näide on merevesi, milles on palju aineid ioonide kujul. Inimesed on seda teadnud juba pikka aega. Atmosfääris on teatud punkti kohal palju ioone; seda kesta nimetatakse ionosfääriks. hävitab stabiilsed aatomid ja molekulid. Ioniseeritud olekus olevad osakesed võivad anda edasi kogu ainet. Näiteks vääriskivide erksad ebatavalised värvid.

Ioonid on elu aluseks, sest ATP-st energia saamise põhiprotsess on võimatu ilma elektriliselt ebastabiilsete osakeste tekketa, põhineb ise ioonide vastasmõjul ja paljud keemilised protsessid, mida katalüüsivad ensüümid, toimub ainult ionisatsiooni teel. Pole üllatav, et sellises seisundis inimene võtab mõnda ainet suu kaudu. Klassikaline näide on kasulikud hõbeioonid.

Osakest, mis sisaldab erineva arvu prootoneid ja elektrone, nimetatakse iooniks. Kui prootonite arv on suurem, omandab ioon positiivse laengu ja muutub katiooniks. Negatiivse laenguga ioone (domineerivad elektronid) nimetatakse anioonideks.

üldkirjeldus

Mõiste "ioon" ilmus keemias esmakordselt 1834. aastal tänu Michael Faraday katsetele. Teadlane uuris hapete, soolade ja leeliste vesilahuste elektrijuhtivust. Ta pakkus välja, et elektrijuhtimise võime tuleneb laetud osakeste – ioonide – liikumisest lahuses.

Molekulid on võimelised lagunema ioonideks - aatomiteks, millel on elektronide puudus või liig. Lagunemisprotsessi nimetatakse elektrolüütiliseks dissotsiatsiooniks ja saadud lahust või sulamit nimetatakse elektrolüüdiks. Kui langetate elektroodi elektrolüüdi lahusesse, hakkavad katioonid liikuma katoodi – negatiivse pooluse – ja anioonid – anoodi – positiivse pooluse – suunas. See seletab elektrolüütide elektrijuhtivust.

Riis. 1. Ioonide liikumine elektroodi toimel.

Lahustes või sulamites tekivad ioonid veemolekulide või kõrge temperatuuri mõjul.

Struktuur

Ioonid koosnevad tuumast ja ringi liikuvatest elektronidest. Tuum koosneb positiivselt laetud osakestest (prootonitest) ja neutraalsetest osakestest (neutronitest). Prootonite arv langeb kokku elemendi aatomnumbriga. Neutronite arv on võrdne suhtelise aatommassi ja prootonite arvu vahega.

Elektronid on paigutatud energiatasemetele. Tasemete arv langeb kokku perioodiga, mil element asub. Väline energiatase sisaldab valentselektrone, mis võivad suhelda teiste aatomitega. Kui aatom kaotab valentselektronid, muutub see katiooniks; kui lisatakse täiendav elektron, muutub see aniooniks.

Näiteks kui klooriaatomile lisada veel üks elektron, muutub see negatiivselt laetud iooniks – aniooniks. Ja kui naatriumi aatomilt üks elektron ära võtta, muutub see positiivselt laetud iooniks – katiooniks, sest prootonite arv muutub suuremaks kui negatiivsed elektronid.

Katioonid on võrrandites tähistatud plussiga ja anioonid miinusega. Näiteks Fe 2+, Al 3+, Na +, F –, Cl –. Arv tähendab, mitu elektroni aatom andis või vastu võttis, muutudes iooniks, s.t. näitab oksüdatsiooniastet. Katioonide või anioonide arvu saab vaadata ainete lahustuvuse tabelist.

Riis. 2. Lahustuvuse tabel.

Klassifikatsioon

Ioonid jagunevad kahte rühma:

• lihtne või üheaatomiline – sisaldavad ühte südamikku, s.t. koosnevad ühest aine aatomist;
• kompleksne või polüatomiline - sisaldama vähemalt kahte südamikku, s.t. koosneb kahest või enamast aine aatomist.

Lihtsad ioonid hõlmavad metallide ja mittemetallide katioone ja anioone - Na +, Mg 2+, Cl –. Komplekssed ioonid tekivad siis, kui ioon ühineb aine neutraalsete molekulidega. Näiteks:

• NH3 + H+ → NH4+;
• BF 3 + F – → BF 4 – .

Katioonid on metallide, vesiniku, ammooniumi ja mõnede muude ainete ioonid. Anioonid on hüdroksiidioonid (OH –), happejääkide, mittemetallide ja muude ainete ioonid.

Mõned aatomid võivad sõltuvalt reaktsioonist muutuda katioonideks või anioonideks.

Vabanevad ka radikaalioonid – vaba laenguga osakesed, mis võivad kinnituda aatomeid või kinnituda teiste ainete aatomitele. Sõltuvalt laengust jagunevad need radikaalseteks katioonideks ja radikaalanioonideks.

Ioonside on ioonide ühendite klass. Iooniline side tekib anioonide ja katioonide elektrostaatilise külgetõmbe tulemusena. Sel juhul tõmbab kõrgema elektronegatiivsusega aatom enda poole väiksema elektronegatiivsusega aatomit. Iooniline side toimub peamiselt metalli- ja mittemetalliioonide vahel. Metall loobub alati elektronidest, s.t. on redutseerija.

Riis. 3. Ioonse sideme skeem.

Mida me õppisime?

Tunni teemast saime teada, mis on ioonid. Aatom muutub iooniks, kui elektronid eemaldatakse või lisatakse. Kui elektrone on vähem, siis omandab aatom prootonite ülekaalu tõttu positiivse laengu ja muutub katiooniks. Kui negatiivselt laetud elektronide arv suureneb, muutub aatom aniooniks. Ioonid on võimelised elektrit edasi kandma ja need on tingimata elektrolüütides. Iooniline side tekib ioonide vahel negatiivsete ja positiivselt laetud osakeste elektrostaatilise külgetõmbe tõttu.

Test teemal

Aruande hindamine

Keskmine hinne: 4.6. Kokku saadud hinnanguid: 170.