أيون

من ويكيبيديا، الموسوعة الحرة
اذهب إلى: تصفح، ‏ ابحث
أيون حديد ثنائي الشحنة. ثلاثة طرق لكتابته.

الأَيُون أو اليُون أو الشارد[1] هو ذرة مشحونة كهربائيا بعد تفاعل كيميائي؛ أخذت إلكترونات من ذرة أو من ذرات أو أعطتها إياها. يوجد أيضا على شكل مجموعة من الذرات تسمى "مجموعة أيونية" أو ببساطة أيضا أيون.

الشوارد السالبة والموجبة[عدل]

الشارد نوعان:

  1. شارد موجب (شرجبة) ذرة يفوق عدد بروتوناتها عدد الإلكترونات، أي تفوق الشحنة الموجبة في الذرة الشحنة السالبة. يتكون الدالف الموجب إثر خسارة الذرة للإلكترونات (مقدار الشحنة الموجبة التي تأخذها الذرة يتعلق بعدد الإلكترونات التي تخسرها). فمثلاً، إذا خسرت الذرة إلكترونًا واحدًا بعد أن كانت حيادية(متعادلة، أي عدد الإلكترونات = عدد البروتونات) فعدد البروتونات يصبح فيها أكبر من عدد الإلكترونات بوحدة واحدة أي أن الذرة تشحن بشحنة موجبة (+1).
  2. شارد سالب (شرسبة) ذرة يفوق إلكتروناتها عدد البروتونات، أي تغلب الشحنة السالبة في الذرة الشحنة الموجبة. مقدار الشحنة السالبة للذرة يتعلق بعدد الإلكترونات التي تكتسبها الذرة، فمثلاً إذا اكتسبت الذرة إلكترونا واحدا، فعدد الإلكترونات يصبح فيها أكبر بوحدة واحدة من عدد البروتونات. وبما أن شحنة الإلكترون سالبة، إذن تشحن الذرة بشحنة (-1).

تاريخ الاكتشاف[عدل]

كلمة ايون هي اليونانية ιον (الذهاب)، النعت الحالي ιεναι، ienai، "للذهاب". وقدم هذا المصطلح من قبل الفيزيائي الإنجليزية والصيدلي مايكل فاراداي في عام 1834 لهذه الأنواع غير المعروفة في ذلك الوقت التي تذهب' من قطب إلى أخر من خلال وسط مائي.[2][3]

تكون الأيونات[عدل]

عند ذوبان ملح الطعام (كلوريد الصوديوم) في الماء يتفكك الجزيئ إلى أيون صوديوم موجب الشحنة وأيون كلور سالب الشحنة.

تتكون الأيونات من ذرات عندما تفقد إلكترونات أو تكتسب إلكترونات. ورغم أن تفكك الجزيئ يحتاج إلى طاقة من الخارج إلا أن تكوّن الأيونات قد تكون أنسب من وجهة اكتمال الغلاف الإلكتروني الخارجي للذرة أو الأيون. تحاول الأيونات بصفة عامة الوصول إلى ما يسمى قاعدة الثمانيات.

كاتيون[عدل]

الأيونات الموجبة الشحنة تسمى كاتيونات. ويتكون الكتيون عندما تفقد ذرة إلكترونات. ونظرا لأن النواة الذرية تحتفظ بعدد البروتونات فيها (في الذرة المتعادلة تتساوى فيها عدد البروتونات وعدد الإلكترونات) ، ولذلك يظهر الأيون بأن له شحنة موجبة.

أمثلة:

تكون أيون الصوديوم: Na → Na+ + e
تكون أيون المغنسيوم: Mg → Mg2+ + 2e
تكون أيون ألمونيوم: Al → Al3+ + 3e
تكون أيون قصدير: Sn → Sn4+ + 4e

بصفة عامة تكوّن الفلزات كاتيونات (أيونات موجبة).

أنيون[عدل]

تسمى الأيونات سالبة الشحنة أنيونات ، ويتكون الأنيون عندما تكتسب الذرة إلكترونا. بذلك يصبح للذرة شحنة زائدة من الإلكترونات ، فتكون سالبة الشحنة.

مثال : اللافلزات-تكون أيونات سالبة الشحنة.
معادلة تكوّن أيون الكلور: Cl + e → Cl
معادلة تكوّن أيون السلفيد : S + 2e → S2−

ملحوظة: نظرا لتعثر نقل الصيغة الإنجليزية (من اليسار إلى اليمين) إلى الصيغة العربية (من اليمين إلى اليسار) فقد تعذر وضع العلامة السالبة على أيون الكلور ، في المعادلة إلى اليمين. ولكن مثال السلفيد يوضح ذلك ، وقد اكتسب شحنتين سالبتين (أي اكتسب إلكترونين).

تتكون الايونات عند إذابة أملاح في سوائل مثل الماء ، فعي تتفكك.

مثال تفكك كلوريد الصوديوم (ملح الطعام):

\mathrm{{NaCl_{(s)}} {\longrightarrow} {Na^+_{(aq)}} + {Cl^-_{(aq)}}}

جزيئ كلوريد الصوديوم يكون متعادلا كهربائيا في العادة ، ولكن عند إذابته في الماء يتفكك بحيث يأخذ الكلور إلكترونا من الصوديوم ويصبح سالبا الشحنة ، ونظرا لأن ذرة الصوديوم فقدت إلكترونا فتصبح موجبة الشحنة (أي تصبح كاتيون).

الرمز „aq“ يعني "في سائل" aqua ، وأما الرمز „s“ المكتوب بجانب كلوريد الصوديوم فمعناه "صلب" solid.

الصيغة الكيميائية[عدل]

تعطي شحنة الأيون عدد الشحنات السالبة أو الموجبة التي يمتلكها الأيون. وتـُكتب الشحنة فوق رمز العنصر.

أيون معقد Tetrafluorborate . تكتب الشحنة على القوس.

أمثلة:

  • Na+ : صوديوم-أيون (فقد إلكترون)
  • S2− – Sulfid-Ion : (اكتسب إلكترونين)،
  • NH4+  : أيون أمونيا (فقد إلكترون وأصبح ذو شحنة واحدة موجبة).

يكتب أيون مركب معقد بين قوسين قائمين وتكتب الشحنة على القوس ، كالشكل المبين لأيون تترافلوروبورات :

خواص الأيونات[عدل]

يعتمد قطر الأيون على قطر الذرة الناشئ منها أو يعتمد كذلك على جزيئ المركب المتعادل كهربائيا. أصفوعلى وجه العموم تكون الكاتيونات أصغر من الأنيونات حيث يفقد الكاتيون إلكترونا أو إلكترونات المدار الخارجي للذرة. هذا يجعل الأنيونات أكبر حيث تتكون لها مدارات فوقية جديدة.

شكل توضيحي لجهد كهروستاتيكي لأيون النيترات (NO3). المناطق الملونة بالأحمر أقل طاقة من الملونة بالأصفر

كما تختلف استقطابية شحنة الجزيئ (أي توزيع الشحنة عليه) بحسب قطر الأيون وشكله ، فقد يكون بيضيا أو مستطيلا أو كرويا.

تكوّن الأيونات ذات الشحنة المتضادة رابطات أيونية مكونة أملاحا. وتوصل محاليل الأملاح الأيونية التيار الكهربائي وهي لذلك تسمى تلك المحاليل كهارل electrolyte . ويعود السبب في توصيل التيار الكهربائي إلى الحركة الانتقالية للأيونات في وجود مجال كهربائية أو مجال مغناطيسي في محلول الكهرل أو خارجه. يرمز إلى حركية الأيونات أو قدرتها على الحركة في مجال كهربائي بالرمز \mu. ويمكن قياسها بطرق عديدة. [4]

وجودها واستخداماتها[عدل]

الأيونات هي أساس عمل البطاريات وبطارية السيارة والخلية الضوئية. كما تلعب الكهارل دورا أساسيا في التمثيل الغذائي في جسم الإنسان وجميع الكائنات الحية ومن ضمنها النباتات.

وتستخدم في طلاء المعادن بالجلفنة وتنقية المعادن من الشوائب واستخراج الألمونيوم.

خلية جلفانية (خلية دانيال) ويلاحظ وجود الأيونات في المحلولين وانتقالهم عبر القنطرة وبذلك تتم الدورة الكهربائية بين لوح الخارصين Zn ولوح النحاس Cu.

وتستخدم الأيونات في الفيزياء لإجراء بعض التجارب مثلما في مصدر أيوني ، ونجدها طبيعيا في ريح شمسية التي تأتي إلى الأرض ، وفي الأضواء القطبية وفي البرق ، وعندما تتحد الأيونات المختلفة الشحنة ببعضها البعض تصدر أحيانا ضوءا مثلما عند احتكاك الشهب في الغلاف لتقاء .

كذلك يتم اصدار الضوء في لمبات الخلخلة الكهربائية. ويسمى الغاز المحتوي على أغلبية من الأيونات بلازما.

يمكن لأيونات الغازات الخاملة الترابط مع بعضها وتكوين رابطة أيونية. أمثال تلك الغازات الهيليوم والنيون والكريبتون. كما تستخدم مركبات الهالوجينيات في توليد وصناعة الليزر ، مثلما في ليزر إكسيمر وهو يشبه في عمله ليزر ثاني أكسيد الكربون.

الايونات الشائعة[عدل]

الايونات الموجبة الشائعة
الاسم الشائع الصيغة الكيميائية الاسم التاريخي
الايونات الموجبة البسيطة
الألومنيوم Al3+
الكالسيوم Ca2+
نحاس(II) Cu2+ النحاس
الهايدروجين H+
حديدوز(II) Fe2+ حديد
حديديك(III) Fe3+ حديد
المغنسيوم Mg2+
زئبق(II) Hg2+ الزئبق
[[البوتاسيوم ]] K+ kalic
الفضة Ag+
الصوديوم Na+ natric
الكاتيونات متعددة الذرات
الأمونيوم NH+4
الهيدرونيوم H3O+
زئبق(I) Hg2+2 زئبقوز
الايونات السالبة الشائعة
الاسم الرسمي الصيغة الكيميائية الاسم البديل
الايونات السالبة البسيطة
الكلوريد Cl
الفلوريد F
البروميد Br
الاوكسيد O2−
الايونات الاكسجينية
كربونات CO2−3
كربونات هيدروجنية HCO3 البيكربونات
الهايدروكسيد OH
النترات NO3
الفوسفات PO3−4
الكبريتات SO2−4
الأنيونات من الأحماض العضوية
خلات CH3COO ethanoate
فورمات HCOO- methanoate
اكسلات C2O42- ethandioate
السيانيد CN-

انظر أيضا[عدل]

المراجع[عدل]

  1. ^ من الإغريقية ἰών يُون بمعنى "آتٍ"، والألف الزائدة في الأول قد تكون بسبب نقل اللفظ الإنجليزي aɪən/. يقال له بالعربية الدالف أو الشارد أو الشاردة، وكلها أسماء أتت من ترجمة اقتراضية للفظ الإغريقي.
  2. ^ Michael Faraday (1791-1867). UK: BBC. 
  3. ^ "Online etymology dictionary". اطلع عليه بتاريخ 2011-01-07. 
  4. ^ Carl H. Hamann, Wolf Vielstich: Elektrochemie I: Elektrolytische Leitfähigkeit, Potentiale, Phasengrenzen. 2. Auflage. VCH Verlagsgesellschaft mbH, Oldenburg und Bonn 1985, ISBN 3-527-21100-4
Nuvola apps edu science.svg هذه بذرة مقالة عن الكيمياء بحاجة للتوسيع. شارك في تحريرها.