شیمی , علوم پایه 284 بازدید

بیشتر اتم‌ها در لایه ظرفیت خود هشت الکترون ندارند. با بررسی جدول تناوبی متوجه می‌شویم که برخی اتم‌ها در لایه آخر خود تنها چند الکترون دارند در حالیکه برخی دیگر با گرفتن یک الکترون به آرایش پایدار می‌رسند. هنگامی که یک اتم در لایه خود ۳ یا ۴ الکترون دارد،‌ آنها را به سادگی برای دستیابی به آرایش پایدار گاز نجیب از دست می‌دهد. اتم‌هایی که الکترون از دست می‌دهند،‌ بار آنها مثبت می‌شود چراکه نسبت به قبل، تعداد کمتری الکترون برای برقراری تعادل با بار مثبت پروتون‌های هسته دارند. به این اتم‌ها که الکترون از دست داده‌اند یا الکترون جذب کرده‌اند، یون می‌گویند. یون‌ها با بار مثبت را کاتیون می‌نامند. بیشتر فلزات از جمله فلزات قلیایی و قلیایی خاکی و همچنین فلزات واسطه، هنگام تشکیل ترکیبات یونی به کاتیون تبدیل می‌شوند.

برخی اتم‌ها در لایه آخر خود با گرفتن یک یا چند الکترون به آرایش اوکتت می‌رسند. با گرفتن الکترون،‌ این اتم‌ها بار منفی پیدا می‌کنند و به یون تبدیل می‌شوند چرا که الکترون بیشتری نسبت به پروتون‌های هسته دارند. به یون‌های با بار منفی، آنیون می‌گویند. بیشتر نافلزات همچون هالوژن‌ها، زمان تشکیل ترکیبات یونی به آنیون تبدیل می‌شوند.

انتقال الکترون

می‌توان با استفاده از آرایش الکترونی،‌ فرآیند انتقال الکترون را بین اتم‌های سدیم و کلر نشان دهیم. آرایش الکترونی سدیم به صورت زیر است:

$$\mathrm { Na } : 1 \mathrm { s } ^ { 2 } 2 \mathrm { s } ^ { 2 } 2 \mathrm { p } ^ { 6 } 3 \mathrm { s } ^ { 1 }$$

همانطور که در بالا نشان داده شده است، سدیم با از دست دادن یک الکترون، به آرایش هشت‌تایی در لایه آخر خود می‌رسد. واکنش آن به صورت زیر قابل نمایش است:

$$N a \rightarrow N a ^ + + e ^ -$$

برای این که کاتیون ایجاد شده با اتم اصلی یعنی $$Na$$ متمایز شود، آن را به صورت $$N a ^ +$$ نشان می‌دهند. آرایش الکترونی کاتیون $$N a ^ +$$ به صورت زیر خواهد بود:

$$1 s ^ 2 2 s ^ 2 2 p ^ 6 $$

در این شرایط، خارجی‌ترین لایه یون سدیم، لایه دوم آن است که هشت الکترون دارد. در نتیجه از قاعده اوکتت تبعیت می‌کند. در تصویر زیر می‌توانید این فرآیند را مشاهده کنید:

یون سدیم

آرایش الکترونی اتم کلر به صورت زیر است:

$$\mathrm { Cl } : 1 s ^ { 2 } 2 s ^ { 2 } 2 p ^ { 6 } 3 s ^ { 2 } 3 p ^ { 5 }$$

این اتم تنها به یک الکترون دیگر نیاز دارد تا تعداد الکترون لایه ظرفیت خود را به هشت برساند. در نمک طعام، این الکترون از اتم سدیم تامین می‌شود. به طور مثال، در شکل زیر،‌ انتقال الکترون از اتم منیزیم به اتم بور نشان داده شده است:

یون

همچنین می‌توان تبدیل اتم کلر به یون کلر را به صورت شکل زیر نمایش داد:

یون کلر

زمانی که دو یون ناهمنام وجود داشته باشند، نیروی جاذبه الکترواستاتیک بین آنها برقرار و این جاذبه سبب تشکیل ترکیباتی همانند سدیم کلرید می‌شود. اگر دقت کنید، در این ترکیب هیچ الکترونی از بین نمی‌رود. تعداد الکترون از دست داده شده در سدیم با تعداد الکترون گرفته شده در کلر برابر است. این حالت موجب خنثی شدن الکتریکی ترکیب سدیم کلرید می‌شود. در نمونه‌های ماکروسکوپی سدیم کلرید،‌ میلیاردها میلیارد از یون‌های سدیم و کلرید وجود دارند.

در بسیاری از موارد، اتم‌هایی که در یگ گروه از جدول تناوبی قرار دارند، یون‌هایی با بار یکسان ایجاد می‌کنند زیرا همگی تعداد یکسان الکترون در لایه ظرفیت خود دارند. به طور مثال، تمامی یون‌هایی که از فلزات قلیایی بوجود می‌آیند دارای بار $$+1$$ هستند و به همین صورت تمامی فلزات قلیایی خاکی بار $$+2$$ دارند. در بخش دیگر جدول تناوبی، در کنار ردیف، آخر هالوژن‌ها قرار دارند که همگی یون‌هایی با بار $$-1$$ تشکیل می‌دهند. در شکل زیر می‌توانید نحوه پیش‌بینی نوع بار هر یون را مشاهده کنید. به نوع نوشتار بار هر یون نیز دقت کنید، به طور مثال، یون باریم را باید به شکل $$B a ^ {2 + }$$ نوشت که به اشتباه در برخی موارد به شکل $$B a ^ {+ 2 }$$ نوشته می‌شود.

یون

ساختار لوییس

شیمیدان‌ها از ساختار ساده‌ای برای نحوه نمایش الکترون‌های لایه‌ ظرفیت یک اتم و انتقال آنها استفاده می‌کنند. مبدع این ساختار «گیلبرت لوییس» (Gilert N. Lewid) بود. شکل زیر ساختار لوییس برای نمایش الکترون‌های لایه ظرفیت اتم‌ها از لیتیوم تا نئون را نشان می‌دهد که همگی در تناوب دوم از جدول تناوبی قرار دارند. برای هر گروه از عناصر در جدول تناوبی، تعداد الکترون ظرفیت برابر با عدد هر گروه است.

ساختار لوییس

لازم به ذکر است که انتقال الکترون‌ها در یک ترکیب شیمیایی را به سادگی می‌توان با ساختار لوییس نیز نشان داد. در تصویر زیر، انتقال الکترون در تشکیل ترکیب سدیم کلرید آمده است. در این تصویر، به هنگام نمایش ترکیب نهایی، از نشان دادن الکترون‌ها صرف نظر می‌کنیم:

ساختار لوییس

مثال

واکنش لیتیوم با برم به صورت زیر است:

$$L i + B r \rightarrow L i B r$$

برای نمایش این واکنش به شکل ساختار لوییس، از جدول تناوبی عناصر کمک می‌گیریم. در جدول مشاهده می‌کنیم که لیتیوم در همان ستون سدیم قرار دارد. در نتیجه ساختار لوییس برای اتم لیتیوم همانند ساختار سدیم است. به همین شکل، ساختار لوییس در اتم‌های برم و کلر نیز به یک شکل نشان داده می‌شود. شکل زیر به خوبی این نوع از ساختارها را نشان می‌دهد:

ساختار لوییس

برخی ترکیبات یونی، تعداد متفاوتی از کاتیون و آنیون را در ترکیب خود تشکیل می‌دهند. در این شرایط انتقال الکترون ممکن است بین بیش از یک اتم اتفاق بیافتد. به طور مثال در تشکیل مولکول $$M g B r _ 2$$، دو اتم بروم با یک اتم منیزیم ترکیب می‌شوند که ساختار لوییس این واکنش در تصویر زیر آمده است:

ساختار لوییس

اتم‌های چند ظرفیتی

بیشتر اتم‌ها به هنگام تبدیل شدن به یون‌ها، به یک آنیون یا کاتیون با بار مشخصی تبدیل می‌شوند. به طور مثال، یون سدیم همواره بار $$+1$$ و یون کلرید بار $$-1$$ دارند. برخی عناصر به خصوص فلزات واسطه، یون‌هایی با بارهای متفاوت بدست می‌دهند. همانطور که در تصویر زیر نشان داده شده است، بیشتر گروه‌های اصلی در جدول تناوبی از الگوی خاصی در تشکیل یون‌های عناصر خود تبعیت می‌کنند. همچنین برای فلزات واسطه، الگوی مشخصی پیش‌بینی نشده است.

یون

دسته‌بندی‌های دیگر در یون ها

اگر یک یون شامل الکترون جفت نشده باشد، به آن رادیکال می‌گویند. این رادیکال‌ها بسیار فعال هستند. یون‌های چند اتمی مانند «سولفات‌ها» $$S O _ 4 ^ { 2 – }$$ و «کربنات‌ها» $$C O _ 3 ^ { 2 – }$$  «اکسی آنیون‌» (Oxyanions) نام دارند. مولکول‌هایی که حداقل یک پیوند کربن و هیدروژن داشته باشند با نام «یون‌های آلی» (Organic Ion) شناخته می‌شوند. اگر بار یک یون آلی بر روی کربن مرکزی قرار گرفته باشد، در صورت مثبت بودن به آن «کربوکاتیون» (Carbocation) و در صورت منفی بودن به آن «کربونیون» (Carbonion)  می‌گویند.

تشکیل یون‌های مولکولی و چند اتمی

یون‌های مولکلولی و چند اتمی معمولا از طریق گرفتن یا از دست دادن یون‌های عنصری همچون $$H ^ +$$ تشکیل می‌شوند. به طور مثال، زمانی که آمونیاک با فرمول $$N H _ 3 $$ یک پروتون $$H ^ +$$ بگیرد، یون آمونیوم با فرمول $$N H _ 4 ^ + $$ را تشکیل می‌دهد. آمونیاک و آمونیوم تعداد یکسانی الکترون در آرایش الکترونی خود دارند، اما آمونیوم با داشتن یک پروتون اضافه، دارای بار مثبت است. همچنین آمونیاک با از دست دادن یک الکترون، به صورت یون $$\mathrm { NH } _ { 3 } ^ { + }$$ نشان داده می‌شود که این یون به دلیل ناپایداری و تکمیل نبودن لایه ظرفیت در اطراف اتم نیتروژن،‌ یون رادیکال به شدت ناپایدار است. به علت ناپایداری یون‌های رادیکالی، یون‌های مولکولی و چند اتمی با از دست دادن یا گرفتن پروتون یا دیگر یون‌های عنصری به جای الکترون، علاوه بر حفظ آرایش الکترونی خود، به یون‌های باردار تبدیل می‌شوند.

پیوند یونی

پیوند یونی، نوعی از پیوند شیمیایی است که از طریق جذب بارهای ناهمنام در یون‌ها بوجود می‌آید. یون‌ها با بار هم‌نام یکدیگر را دفع و یون‌های ناهمنام یکدیگر را جذب می‌کنند. با توجه به مطالب گفته شده، یون‌ها به صورت تنها یافت نمی‌شوند اما با پیوند با یون‌های ناهمنام، یک شبکه بلوری را تشکیل می‌دهند. ترکیب تشکیل شده موسوم به پیوند یونی است.

معمول‌ترین نوع پیوند یونی را در ترکیبات فلزات با نافلزات می‌توان پیدا کرد. فلزات با از دست دادن تعداد کمی الکترون به پایداری می‌رسند. این خاصیت با نام «الکتروپوزیتیوی» (Electropositivity) شناخته می‌شود. در مقابل، نافلزات با گرفتن چند الکترون به پایداری می‌رسند. به این تمایل برای جذب الکترون، «الکترونگاتیوی» (Electronegativity) می‌گویند. زمانی که یک فلز شدیدا الکتروپوزیتیو با یک نافلز شدیدا الکترونگاتیو ترکیب شود، الکترون‌های اضافی از اتم فلز به سمت نافلز منتقل می‌شوند. درنتیجه این فعل و انفعالات، کاتیون‌های فلزی و آنیون‌های نافلزی به تولید می‌رسند که جذب شدن آنها موجب تشکیل نمک‌ها خواهد بود.

یون‌های معمول

در جداول زیر یون‌هایی که یک شیمیدان بیشتر با آنها سر و کار دارد آورده شده است:

کاتیون‌های معمول

نام معمول فرمول نام قدیمی
مس (I)  $$C u ^ { + }$$ کوپرو
مس (II)  $$C u ^ { 2 + }$$ کوپریک
آهن (II)  $$F e ^ { 2 + }$$ فرو
آهن (III)  $$F e ^ { 3 + }$$ فریک
سرب (II)  $$P b ^ { 2 + }$$ پلومبو
سرب (IV)  $$P b ^ { 4 + }$$ پلومبیک
منگنز (II)  $$M n ^ { 2 + }$$ منگانو
منگنز (III)  $$M n ^ { 3 + }$$ منگانیک
منگنز (IV)  $$M n ^ { 4 + }$$
آمونیوم  $$N H _ 4 ^ { + }$$
هیدرونیوم  $$H _ 3 O ^ { + }$$
جیوه (I)  $$H g _ 2 ^ { 2+ }$$ مرکورو
جیوه (II) $$H g ^ { 2+ }$$ مرکوریک

آنیون‌های معمول

نام معمول فرمول نام معمول فرمول نام معمول  فرمول
آزید $$N _ 3 ^ -$$ کرومات $$C r O _ 4 ^ { 2 – }$$ نیتریت $$\mathrm { NO } _ { 2 } ^ { – }$$
هیدرید $$H ^ -$$ دی کرومات $$C r _2 O _ 7 ^ { 2 – }$$ پرکلرات $$\mathrm { ClO } _ { 4 } ^ { – }$$
نیترید $$\mathrm { N } ^ { 3 – }$$ دی هیدروژن فسفات $$\mathrm { H } _ { 2 } \mathrm { PO } _ { 4 } ^ { – }$$ پر منگنات $$\mathrm { MnO } _ { 4 } ^ { – }$$
فسفید $$P ^ { 3 – }$$ هیدروژن کربنات $$\mathrm { HCO } _ { 3 } ^ { – }$$ پراکسید $$\mathrm { O } _ { 2 } ^ { 2 – }$$
اکسید $$O ^ { 2 – }$$ هیدروژن سولفات $$\mathrm { HSO } _ { 4 } ^ { – }$$ فسفات $$\mathrm { PO } _ { 4 } ^ { 3 – }$$
سولفید $$S ^ { 2 – }$$ هیدروژن سولفیت $$\mathrm { HSO } _ { 3 } ^ { – }$$ سولفات $$\mathrm { SO } _ { 4 } ^ { 2 – }$$
سلنید $$S e ^ { 2 – }$$ هیدروکسید $$\mathrm { OH } ^ { – }$$ سوپراکسید $$\mathrm { O } _ { 2 } ^ { – }$$
کربنات $$\mathrm { CO } _ { 3 } ^ { 2 – }$$ هیپوکلریت $$\mathrm { ClO } ^ { – }$$ تیوسولفات $$\mathrm { S } _ { 2 } \mathrm { O } _ { 3 } ^ { 2 – }$$
کلرات $$C l O _ 3 ^ – $$ نیترات $$\mathrm { NO } _ { 3 } ^ { – }$$ سیلیکات $$\mathrm { SiO } _ { 4 } ^ { 4 – }$$
استات $$\mathrm { CH } _ { 3 } \mathrm { COO } ^ { – }$$ فرمات $$\mathrm { HCOO } ^ { – }$$ اگزالات $$\mathrm { C } _ { 2 } \mathrm { O } _ { 4 } ^ { 2 – }$$

یون‌های هیدورژن کربنات، هیدروژن سولفات و هیدروژن سولفیت به ترتیب با نام‌های بی‌ کربنات، بی‌ سولفات و بی‌ سولفیت نیز شناخته می‌شوند و همچنین یون‌های استات، فرمات و اگزالات به ترتیب موسوم به اتانوات، متانوات و اتان دی اوات هستند.

اگر این مطلب برای شما مفید بوده است، آموزش‌های زیر نیز به شما پیشنهاد می‌شوند:

^^

به عنوان حامی، استارتاپ، محصول و خدمات خود را در انتهای مطالب مرتبط مجله فرادرس معرفی کنید.

telegram
twitter

سهیل بحر کاظمی

«سهیل بحرکاظمی» فارغ‌التحصیل رشته مهندسی نفت، گرایش مهندسی مخازن هیدروکربوری از دانشگاه علوم و تحقیقات تهران است. به عکاسی و شیمی آلی علاقه‌مند است و در زمینه‌ متون شیمی به تولید محتوا می‌پردازد.

آیا این مطلب برای شما مفید بود؟

نظر شما چیست؟

نشانی ایمیل شما منتشر نخواهد شد. بخش‌های موردنیاز علامت‌گذاری شده‌اند *