Ion - Ion


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Um ião ( / ɒ n , - ə n / ) representa um átomo ou molécula que tem um líquido diferente de zero carga eléctrica . Uma vez que a carga do electrão (considerada "negativa", por convenção) é igual e oposta à do protão (considerado "positivo", por convenção), a carga líquida de um ião não é zero, devido ao seu número total de electrões sendo desigual ao seu número total de protões . Um cati um i carregado positivamente, com menor número de electrões que prótons, enquanto um aniãoé negativamente carregada, com mais elétrons do que prótons. Por causa das suas correntes eléctricas opostas, catiões e aniões atraem-se mutuamente e formam facilmente compostos iónicos .

Iões constituídos por apenas um único átomo são denominados atómicos ou iões monoatômicos , enquanto duas ou mais átomos de formar iões moleculares ou iões poliatómicos . No caso de ionização físico num meio, tal como um gás, "" pares de iões são criados por colisões de iões, onde cada par gerado consiste de um electrão livre e um ião positivo. Iões também são criados por interacções químicas, tais como a dissolução de um sal de líquidos, ou por outros meios, tais como a passagem de uma corrente contínua através de uma solução de realização, dissolvendo um ânodo por meio de ionização .

História da descoberta

A palavra ion vem da palavra grega ἰόν, ion , "vai", o particípio presente de ἰέναι, ienai , "ir". Este termo foi introduzido por Inglês físico e químico Michael Faraday em 1834 para as espécies então desconhecidos, que vai de um eléctrodo para o outro através de um meio aquoso. Faraday não conhecia a natureza dessas espécies, mas sabia que, desde metais dissolvidos para dentro e entrou em uma solução a um eletrodo e new metal saía de uma solução para o outro eletrodo; que um tipo de substância foi transferida através da solução numa corrente. Este transmite a matéria de um lugar para o outro.

Faraday também introduziu a palavras anião de um ião carregado negativamente, e de catiões para um positivamente carregada. Na nomenclatura de Faraday, cátions foram chamados porque eles foram atraídos para o cátodo de um dispositivo galvânica e ânions foram nomeados devido à sua atração para o ânodo .

Svante Arrhenius colocar diante, em seu 1884 dissertação, sua explicação sobre o fato de que sais cristalinos sólidos dissociam em partículas carregadas emparelhados quando dissolvidos, para o qual ele iria ganhar o Prêmio Nobel 1903 em Química. Explicação de Arrhenius era que na formação de uma solução, o sal dissocia-se em iões de Faraday. Arrhenius proposto que os iões formados, mesmo na ausência de uma corrente eléctrica.

Características

Os iões de gás no seu estado semelhante são altamente reactivos e irão interagir rapidamente com iões de carga oposta para dar moléculas neutras ou sais iónicos. Os iões são também produzidas no estado líquido ou no estado sólido quando os sais de interagir com solventes (por exemplo, água) para produzir iões solvatados , que são mais estáveis, por razões que envolvem uma combinação de energia e entropia alterações como os iões afastar-se um do outro para interagir com o líquido. Estas espécies estabilizadas são mais vulgarmente encontrados no meio ambiente a baixas temperaturas. Um exemplo comum é os iões presentes na água do mar, os quais são derivados de sais dissolvidos.

Como objectos carregadas, os iões são atraídos por cargas eléctricas opostas (positivo para negativo, e vice-versa) e repelidos por cargas semelhantes. Quando eles se movem, suas trajetórias pode ser desviada por um campo magnético .

Electrões, devido à sua menor massa e, portanto, maiores propriedades de preenchimento de espaço como ondas de matéria , determinar o tamanho de átomos e moléculas que possuem quaisquer electrões em todos. Assim, aniões (iões carregados negativamente) são maiores do que a molécula ou átomo, como o excesso de electrões (s) repelem-se mutuamente e para adicionar o tamanho físico do ião, porque o seu tamanho é determinado pela sua nuvem de electrões . Os catiões são menores do que o átomo ou molécula pai correspondente, devido ao menor tamanho da nuvem de electrões. Um catião particular (que de hidrogénio) não contém electrões e, assim, é constituído por um único protão - muito menor do que o átomo de hidrogénio pai.

Os aniões e catiões

Átomo de hidrogénio (ao centro) contém um único protão e um único electrão . A remoção do electrão dá um catião (esquerda), enquanto que a adição de um electrão dá um anião (direita). O anião de hidrogénio, com a sua nuvem de dois electrões mantido livremente, tem um raio maior do que o átomo neutro, que por sua vez é muito maior do que a do protão nua do catião . Formas de hidrogénio a única charge- + 1 catiões que não tem electrões, mas mesmo catiões que (ao contrário do hidrogénio) ainda retêm um ou mais electrões são ainda menores do que os átomos ou moléculas neutras a partir do qual eles são derivados.

Desde a carga elétrica em um próton é igual em magnitude à carga de um elétron, a carga elétrica líquida em um íon é igual ao número de prótons no ion menos o número de elétrons.

Um ânion (-) ( / æ n . . Ən / ), a partir da palavra grega ἄνω ( ANO ), que significa "up", é um íon com mais elétrons do que prótons, dando-lhe uma carga líquida negativa (desde os elétrons são carga negativa e os prótons são carregados positivamente).

Um catião (+) ( / k ul t . . Ən / ), a partir do κάτω palavra grega ( Káto ), ou seja, "para baixo", é um ião com menor número de electrões que prótons, dando-lhe uma carga positiva.

Há outros nomes utilizados para os iões com cargas múltiplas. Por exemplo, um ião com uma carga -2 é conhecido como um dianião e um ião com uma carga 2 é conhecido como um dicatião . A zwiteri� é uma molécula neutra com cargas positivas e negativas em diferentes locais dentro dessa molécula.

Catiões e aniões são medidos por seu raio iónico e que diferem em tamanho relativo: "catiões são pequenos, na sua maioria inferior a 10 -10 M (10 -8 cm) de raio Mas a maioria dos aniões são grandes, como é o mais comum. ânion terra, oxigênio . a partir deste fato, é evidente que a maior parte do espaço de um cristal é ocupado pelo ânion e que os cátions encaixam nos espaços entre eles."

Um catião tem um raio inferior a 0,8 x 10 -10 M (0,8 A), enquanto que um anião tem um raio maior do que 1,3 x 10 -10 m (1,3 a).

ocorrências naturais

Os íons são onipresentes na natureza e são responsáveis por diversos fenômenos da luminescência da Sun para a existência da Terra ionosfera . Átomos no seu estado iónico pode ter uma cor diferente a partir de átomos neutros, e, assim, a absorção de luz por iões metálicos dá a cor de pedras preciosas . Em ambos química inorgânica e orgânica (incluindo bioquímica), a interacção de água e iões é extremamente importante; um exemplo é a energia que conduz quebra de trifosfato de adenosina ( ATP ). As secções seguintes descrevem os contextos em que os iões possuem proeminente; estes são dispostos em comprimento decrescente escala física, da astronomia ao microscópico.

tecnologia relacionada

Os iões podem ser não-quimicamente preparado utilizando várias fontes de iões , normalmente envolvendo elevada tensão ou temperatura. Estes são utilizados em uma grande variedade de dispositivos, tais como espectrómetros de massa , espectrómetros de emissão ópticas , aceleradores de partículas , para implantes de iões , e motores de iões .

Partículas carregadas como reactivos, eles também são utilizados em purificação do ar por micróbios perturbadoras, e em artigos de uso doméstico, tais como detectores de fumo .

Como sinalização e metabolismo em organismos são controlados por um gradiente iónico exacto através de membranas , a perturbação deste gradiente contribui para a morte celular. Este é um mecanismo comum explorada por naturais e artificiais biocidas , incluindo os canais de iões gramicidina e anfotericina (um fungicida ).

Iões inorgânicos dissolvidos são um componente de sólidos dissolvidos totais , um indicador amplamente conhecido de qualidade da água .

Detecção de radiação ionizante

Esquemático de uma câmara de ionização, que mostra a deriva de iões. Elétrons deriva mais rápido do que íons positivos devido à sua massa muito menor.
Avalanche efeito entre dois eléctrodos. O evento inicial ionização liberta um electrão, e cada colisão subsequente liberta mais um electrão, então dois electrões emergem de cada colisão: o electrão ionizante e o electrão libertado.

O efeito ionizante de radiação sobre um gás é usado extensivamente para a detecção da radiação, tais como alfa , beta , gama e raios-X . O evento de ionização inicial nestes instrumentos resulta na formação de um "par de iões"; um ião positivo e um electrão livre, por impacto de iões pela radiação sobre as moléculas de gás. A câmara de ionização é o mais simples destes detectores, e recolhe todos os encargos criados por ionização direta dentro do gás através da aplicação de um campo elétrico.

O tubo Geiger-Muller e o contador proporcional tanto utilizar um fenómeno conhecido como uma avalanche Townsend para multiplicar o efeito do evento ionizante original por meio de um efeito de cascata em que os electrões livres são dadas energia suficiente pelo campo eléctrico para libertar mais electrões por impacto de iões.

Química

Denotando o estado carregado

Notações equivalentes para um ferro átomo (Fe), que perdeu dois elétrons, referido como ferrosos .

Ao escrever a fórmula química para um ião, a sua carga líquida é escrito no sobrescrito imediatamente após a estrutura química para a molécula / átomo. A carga líquida é escrito com a magnitude antes de o sinal; isto é, um ca t ião duplamente carregado é indicado como 2+ em vez de dois . No entanto, a magnitude da carga é omitido para carga única moléculas / átomos; por exemplo, o sódio catião é indicado como Na + e não de Na 1+ .

Uma alternativa (e aceitável) de maneira que mostra uma molécula / átomo com cargas múltiplas é desenhando os sinais várias vezes, esta é muitas vezes visto com metais de transição. Chemists às vezes circundar o sinal; isso é meramente ornamental e não altera o significado química. Todas as três representações de Fe 2+
mostrado na figura, são, portanto, equivalente.

algarismos romanos misturados e notações de carga para o íon uranila. O estado de oxidação do metal é mostrado como numerais romanos sobrescritos, enquanto que a carga de todo o complexo é mostrada pelo símbolo ângulo juntamente com a magnitude e o sinal da carga líquida.

Íons monoatômicos às vezes são também indicadas com algarismos romanos; por exemplo, o Fe 2+
exemplo visto acima é, ocasionalmente referido como Fe (II) ou Fe II . O numeral romano designa o formal de estado de oxidação de um elemento, enquanto que os números sobrescritos denotar a carga líquida. As duas notações são, por conseguinte, permutável para iões monoatômicos, mas os números romanos não pode ser aplicado aos iões poliatómicos. No entanto, é possível misturar as notações para o centro de metal indivíduo com um complexo poliatômico, como mostrado pelo exemplo uranilo iónica.

Sub-classes

Se um íon contém elétrons desemparelhados , ele é chamado um radical ion. Assim como os radicais sem carga, os iões radicais são muito reactivos. Poliatômicos iões que contêm oxigénio, tais como o carbonato e sulfato, são chamados de oxianiões . Iões moleculares que contêm pelo menos uma ligação carbono-hidrogénio são chamados iões orgânicos . Se a carga de um ião orgânico é formalmente centrada num carbono, que é denominado um carbocatião (se carregado positivamente) ou carbanião (se carregado negativamente).

Formação

A formação de iões monoatômicos

Monoatômicos iões são formadas pelo ganho ou perda de electrões para a camada de valência (o invólucro mais externo de electrões) em um átomo. As camadas internas de um átomo são preenchidos com electrões que estão fortemente ligadas à carregado positivamente núcleo atómico , e assim não participar neste tipo de interacção química. O processo de ganhar ou perder elétrons de um átomo neutro ou molécula é chamado ionização .

Os átomos podem ser ionizados, por bombardeamento com radiação , mas o processo mais habitual de ionização encontrado em química é a transferência de electrões entre os átomos ou moléculas. Esta transferência é geralmente conduzido pela consecução de estável ( "concha fechada") configurações electrónicas. Átomos vai ganhar ou perder elétrons, dependendo de qual ação tem o mínimo de energia.

Por exemplo, um sio átomo, Na, tem um único electrão na sua camada de valência, circundante 2, encheram-se invólucros interiores estáveis de 2 e 8 electrões. Uma vez que estas conchas cheias são muito estáveis, um átomo de sódio tende a perder a sua electrões extra e alcançar esta configuração estável, tornando-se um catião de sódio no processo de

Na → Na +
+
e -

Por outro lado, um cloro átomo, Cl, tem 7 electrões na sua camada de valência, que é um curto do escudo estável, encheu-se com 8 electrões. Assim, um átomo de cloro tende a ganhar um electrão adicional e atingir um nível de 8-estável de electrões, tornando-se um anião cloreto no processo:

Cl +
e -
Cl -

Esta força motriz é o que faz com que sódio e cloro para sofrer uma reacção química, em que o electrão "extra" é transferido a partir de sódio ao cloro, formando catiões de sódio e aniões cloreto. Sendo de carga oposta, estes catiões e aniões de formar ligações iônicas e combinam-se para formar cloreto de sódio , NaCl, mais vulgarmente conhecido como sal de mesa.

Na +
+ Cl -
→ NaCl

Formação de poliatómicos e iões moleculares

Um potencial electrostático mapa do ião de nitrato ( NO -
3
). O shell 3-dimensional representa um único arbitrária isopotencial .

Poliatômicos iões moleculares e são muitas vezes formados pela ganhar ou a perder de iões elementares, tais como um protão, H + , em moléculas neutras. Por exemplo, quando amoníaco , NH 3 , aceita um protão, H + -a processo chamado de protonação -é a forma de amónio iónica, NH +
4
. Amónia e amónio têm o mesmo número de electrões essencialmente na mesma configuração electrónica , mas de amónio tem um protão extra que lhe confere uma carga positiva líquida.

O amoníaco pode também perder um electrão para obter uma carga positiva, formando o ião NH • +
3
. No entanto, este ião é instável, porque possui uma incompleta camada de valência em torno do átomo de azoto, tornando-se uma muito reactivo radical de iões.

Devido à instabilidade de iões radicais, iões poliatómicos e molecular são geralmente formada pelo ganho ou perda de iões elementares, tais como H +
, Em vez de ganhar ou perder elétrons. Isto permite que a molécula de preservar a sua configuração electrónica estável ao adquirir uma carga eléctrica.

potencial de ionização

A energia necessária para separar um electrão no seu estado mais baixo de energia a partir de um átomo ou molécula de um gás com menos carga eléctrica global é chamado o potencial de ionização , ou a energia de ionização . O n th energia de ionização de um átomo é a energia necessária para retirar o seu n ° de electrões, após o primeiro n - 1 electrões já tenham sido destacadas.

Cada energia de ionização sucessivas é marcadamente maior que o anterior. Grandes aumentos particularmente ocorrer após qualquer bloco dado de orbitais atómicas está esgotado de elétrons. Por esta razão, os iões tendem a formar-se em formas que os deixam com blocos orbitais completas. Por exemplo, de sódio tem um electrão de valência na sua camada mais externa, de modo que na forma ionizada é vulgarmente encontrado com um electrão perdido, como Na +
. Por outro lado da tabela periódica, de cloro tem sete electrões de valência, de modo em forma ionizada é vulgarmente encontrado com um ganho de electrões, tal como Cl -
. Césio tem a menor energia de ionização medido de todos os elementos e hélio tem o maior. Em geral, a energia de ionização de metais é muito menor do que a energia de ionização de não-metais , razão pela qual, em geral, metais vai perder elétrons para formar íons e não metais carregados positivamente vai ganhar elétrons para formar íons carregados negativamente.

Ligação iônica

Ligação iónica é um tipo de ligação química que surge a partir da atracção mútua de iões com cargas opostas. Íons de carga como se repelem, e íons de carga oposta atraem. Portanto, os íons não costumam existir por conta própria, mas vai ligar com íons de carga oposta para formar uma estrutura de cristal . O composto resultante é chamado um composto iónico , e é dito para ser mantido unido por ligação iónica . Em compostos iónicos surgem distâncias entre características vizinhos de iões a partir da qual a extensão espacial e o raio iónico de iões individuais podem ser derivadas.

O tipo mais comum de ligação iónica é visto em compostos de metais e não metais (com excepção dos gases nobres , que raramente formam compostos químicos). Os metais são caracterizados por ter um pequeno número de electrões em excesso de uma configuração electrónica estável, fechou-concha. Como tal, eles têm a tendência para perder esses elétrons extras para alcançar uma configuração estável. Esta propriedade é conhecida como electropositivity . Não metais, por outro lado, são caracterizados por terem uma configuração de electrões alguns electrões curtas de uma configuração estável. Como tal, eles têm a tendência para ganhar mais electrões, a fim de obter uma configuração estável. Esta tendência é conhecida como eletronegatividade . Quando um metal altamente electropositiva é combinado com um não-metal altamente electronegativo, os electrões adicionais a partir dos átomos de metal são transferidos para os átomos de metalóide deficientes em electrões. Esta reacção produz catiões de metal e aniões de metalóide, que são atraídos para o outro para formar um sal .

íons comuns

cátions comuns
Nome comum Fórmula nome histórico
cátions simples
Alumínio al 3+
Bário Ba 2+
Berílio Seja 2+
Cálcio Ca 2+
Crómio (III) Cr 3+
Cobre (I) Cu + cuproso
Cobre (II) Cu 2+ cúprico
hidrogênio H +
Ferro (II) Fe 2+ ferroso
Ferro (III) Fe 3+ férrico
Chumbo (II) Pb 2+ plumbous
De chumbo (IV) Pb 4+ plúmbico
Lítio Li +
Magnésio mg 2+
Manganês (II) Mn 2+
Mercúrio (II) Hg 2+ mercúrio
Potássio K + Kalic
Prata Ag + argentous
Sódio Na + natric
Estrôncio Sr 2+
Estanho (II) Sn 2+ estanoso
Estanho (IV) Sn 4+ estânico
Zinco Zn 2+
cátions poliatómicos
amônio NH +
4
hydronium H 3 O +
Mercúrio (I) Hg 2+
2
mercurous
ânions comuns
Nome formal Fórmula Alt. nome
ânions simples
azide N -
3
Brometo Br -
Cloreto Cl -
Fluoreto F -
hidreto H -
Iodeto I -
nitreto N 3-
Óxido O 2-
Sulfureto S 2-
Oxoanions ( iões poliatômicos )
Carbonato CO 2-
3
Clorato ClO -
3
cromato CrO 2-
4
dicromato Cr
2
O 2-
7
di-hidrogenofosfato H
2
PO -
4
carbonato de hidrogénio HCO -
3
bicarbonato
sulfato de hidrogénio HSO -
4
bisulfate
hidrogenossulfito HSO -
3
bisulfite
Hidróxido OH -
hipoclorito ClO -
monohidrogenofosfato HPO 2-
4
Nitrato NO -
3
Nitrito NO -
2
perclorato ClO -
4
Permanganato MnO -
4
Peróxido O 2-
dois
Fosfato PO 3-
4
Sulfato SO 2-
4
Sulfito SO 2-
3
superóxido Ó -
2
tiossulfato S
2
O 2-
3
Silicato SiO 4-
4
Metasilicate SiO 2-
3
silicato de alumínio Alsio -
4
Aniões de ácidos orgânicos
Acetato CH
3
COO -
ethanoate
Formato HCOO -
metanoato
oxalato C
2
O 2-
4
etanodiato
Cianeto CN -

Veja também

Referências