ما الأيونات، وكيف تتوقع شحنتها؟

الذرات متعادلة، أما الأيونات فلا

في الذرة بروتونات موجبة الشحنة في نواتها وإلكترونات سالبة الشحنة حولها. وفي الذرة المتعادلة يتساوى العددان، فتلغي الشحنات بعضها بعضاً. وفي ذرة الصوديوم 11 بروتوناً و11 إلكتروناً، لذا فشحنتها الكلية صفر.

في التفاعل الكيميائي لا تتغير النواة، لكن الإلكترونات يمكن أن تنتقل من ذرة إلى أخرى. وإذا انتهت ذرة إلى عدد من الإلكترونات يختلف عن عدد البروتونات، فإن لها شحنة كلية وتسمى أيوناً. ويمكنك إيجاد الشحنة بعملية طرح واحدة: الشحنة = البروتونات − الإلكترونات.

الكاتيونات والأنيونات

عندما تفقد ذرة إلكترونات، يصبح فيها بروتونات أكثر من الإلكترونات، فتكون شحنتها موجبة. ويسمى الأيون الموجب كاتيوناً. يفقد الصوديوم إلكتروناً واحداً: 11 بروتوناً − 10 إلكترونات = +1، فالأيون هو Na⁺. ويفقد المغنيسيوم إلكترونين: 12 بروتوناً − 10 إلكترونات = +2، ويُكتب Mg²⁺.

وعندما تكتسب ذرة إلكترونات، يصبح فيها إلكترونات أكثر من البروتونات، فتكون شحنتها سالبة. ويسمى الأيون السالب أنيوناً. يكتسب الكلور إلكتروناً واحداً: 17 بروتوناً − 18 إلكتروناً = −1، فالأيون هو Cl⁻. ويكتسب الأكسجين إلكترونين: 8 بروتونات − 10 إلكترونات = −2، ويُكتب O²⁻.

لكتابة الشحنة، ضع العدد أولاً والإشارة ثانياً، بحرف علوي: Mg²⁺، وليس Mg⁺². وإذا كانت الشحنة 1، فاحذف العدد، كما في Na⁺ وCl⁻.

لماذا تكتسب الذرات إلكترونات أو تفقدها

تكون الذرات في أقصى استقرارها بغلاف خارجي ممتلئ، مثل الغازات النبيلة. وإلكترونات الصوديوم مرتبة 2, 8, 1. وفقدان إلكترونه الخارجي الوحيد يترك 2, 8، وهو الترتيب نفسه في النيون. أما اكتساب 7 إلكترونات بدلاً من ذلك فيتطلب طاقة أكبر بكثير، لذا يفقد الصوديوم إلكتروناً واحداً.

ترتيب الكلور 2, 8, 7. واكتساب إلكترون واحد فقط يعطيه 2, 8, 8، مثل الأرغون. وبوجه عام، ليس للفلزات سوى بضعة إلكترونات خارجية وتميل إلى فقدها فتكوّن كاتيونات، بينما للافلزات إلكترونات خارجية كثيرة وتميل إلى اكتساب المزيد فتكوّن أنيونات.

توقع الشحنات من المجموعة

في عناصر المجموعات الرئيسية يخبرك الجدول الدوري بالشحنة المعتادة. فالفلزات في المجموعة 1 تكوّن أيونات +1 (Li⁺ وNa⁺ وK⁺)، وفلزات المجموعة 2 تكوّن أيونات +2 (Mg²⁺ وCa²⁺)، والألومنيوم، في المجموعة 13، يكوّن Al³⁺.

وعلى الجانب الأيمن، عُدّ كم إلكتروناً تحتاج إليه كل ذرة لتصل إلى 8. فعناصر المجموعة 15 لها 5 إلكترونات خارجية وتحتاج إلى 3 أخرى، لذا تكوّن أيونات −3 (N³⁻). وعناصر المجموعة 16 تحتاج إلى 2 وتكوّن أيونات −2 (O²⁻ وS²⁻)، وعناصر المجموعة 17 تحتاج إلى 1 وتكوّن أيونات −1 (F⁻ وCl⁻ وBr⁻). أما الغازات النبيلة فغلافها ممتلئ أصلاً، لذا فشحنتها 0. ويتشارك الكربون والسيليكون في المجموعة 14 الإلكترونات عادةً بدلاً من تكوين أيونات بسيطة.

يمكن للكثير من الفلزات الانتقالية أن تكوّن أكثر من أيون واحد. فالحديد يكوّن Fe²⁺ وFe³⁺، والنحاس يكوّن Cu⁺ وCu²⁺. وتستخدم أسماؤها عدداً رومانياً لبيان الشحنة: فحديد(II) يعني Fe²⁺ وحديد(III) يعني Fe³⁺.

تسمية الأيونات وجمعها

يحتفظ الكاتيون باسم عنصره: فـ Na⁺ هو أيون الصوديوم وCa²⁺ هو أيون الكالسيوم. ويغيّر الأنيون ذو الذرة الواحدة نهايته إلى «يد»: فالكلور يصبح كلوريد (Cl⁻)، والأكسجين يصبح أكسيد (O²⁻)، والكبريت يصبح كبريتيد (S²⁻)، والنيتروجين يصبح نيتريد (N³⁻).

في المركب يجب أن تجمع الشحنات الموجبة والسالبة صفراً. فـ Na⁺ وCl⁻ يتوازنان بنسبة واحد إلى واحد، فينتج NaCl، ملح الطعام. ويحتاج كلوريد الكالسيوم إلى أيونين Cl⁻ لكل Ca²⁺، لذا فصيغته CaCl₂. ويحتاج أكسيد الألومنيوم إلى أيونين Al³⁺ (+6 في المجموع) وثلاثة أيونات O²⁻ (−6 في المجموع)، لذا فهو Al₂O₃.