الأيون هو الذرة التي تحمل شحنة كهربائية، فإما يحمل شحنة موجبة فيسمى كاتيون أو يحمل شحنة سالبة فيسمى أنيون، ويمكن تكوين أيون إما عن طريق فقد إلكترونات فيصبح التركيب الإلكتروني مشابه لأقرب غاز خامل ويصبح عدد الإلكترونات أقل من عدد البروتونات فيسمى أيون موجب، أو عن طريق إكتساب إلكترونات فيصبح أيضا التركيب الإلكتروني مشابه للتركيب الإلكتروني لأقرب غاز خامل، ويتكون في هذه الحالة أيون سالب.
أنواع الأيونات
يوجد نوعان من الأيون، ويتم تقسيمهم على حسب نوع الإشارة التي يحملها ، ويمكن تقسيمهم كالتالي:
أولا: الكاتيون
وهو أيون موجب الشحنة، حيث أن الذرات المتعادلة تميل دائما للوصول للتركيب الإلكتروني لأقرب غاز خامل، فالذرات الموجودة في الجدول الدوري في المجموعات 1 و2 و13، يحتوي في الغلاف الخارجي لها على عدد إلكترونات مساوي لرقم المجموعة، فعناصر المجموعة الأولى يحتوي الغلاف الخارجي لها على واحد إلكترون وعناصر المجموعة الثانية تحتوي على 2 إلكترون وهاكذا، ولهذا فهذه العناصر تميل إلى فقد الإلكترونات.
حيث أن الذرات المتعادلة يكون فيها عدد الإلكترونات السالبة مساوي لعدد البروتونات الموجبة، فعندما تفقد الذرة إلكترونات الغلاف الخارجي حتى تصل للتركيب الإلكتروني لأقرب غاز خامل، فإن عدد البروتونات الموجبة يكون أكبر من عدد الإلكترونات السالبة، وتحمل الذرة في هذه الحالة شحنة موجبة مساوية لعدد الإلكترونات التي فقدتها.
في الغالب الكاتيون يكون من الفلزات حيث أنه يكون من العناصر الموجودة في المجموعات الأولى والثانية والثالثة عشر، مثل الصوديوم الذي يحتوي الغلاف الخارجي له على إلكترون واحد وبالتالي فهو يوجد في المجموعة الأولى، وعندما تفقد ذرة الصوديوم هذا الإلكترون تتحول لكاتيون موجب، ويمكن التعبير عن هذه العملية عن طريق المعادلة التالية:
Na → Na+ + e
أما الألومنيوم الذي يوجد في المجموعة الثالثة عشر، فتوزيعه الإلكتروني كالتالي:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p1
فنجد أنه يحتوي في الغلاف الخارجي على عدد 3 إلكترون وبالتالي يميل لفقد هذه الإلكترونات حتى يصل للتوزيع الإلكتروني لأقرب غاز خامل ويتحول إلى كاتيون موجب يحمل ثلاث شحنات موجبة، لأن عدد البروتونات الموجبة أكثر من عدد الإلكترونات السالبة ب3 بروتونات، ويمكن التعبير عن العملية عن طريق المعادلة التالية
Al → Al3+ + 3e
ثانيا: الأنيون
الأنيون عبارة عن أيون سالب الشحنة حيث أن ذراته تميل لإكتساب الإلكترونات حتى تصل للتوزيع الإلكتروني لأقرب غاز خامل، وفي الغالب الأنيونات تتكون من ذرات عناصر اللافلزات والتي تتواجد في يمين الجدول الدوري في المجموعات 15 و16 و17، حيث أن الغلاف الخارجي يكون في حاجة لإلكترون واحد أو إلكترونان أو ثلاثة حتى يكتمل ويصبح شبيه لأقرب غاز نبيل في الجدول الدوري.
لتكوين الأنيون أو أيون سالب تقوم الذرات بإكتساب إلكترونات لملئ الغلاف الخارجي، فيصبح عدد البروتونات الموجبة أقل من عدد الإلكترونات السالبة، وبالتالي تحمل الذرة شحنة سالبة مساوية لعدد الإلكترونات التي إكتسبتها.
فمثلا عنصر الكلور والذي يوجد في المجموعة السابعة عشر، وعدده الذري 17، يمكن كتابة توزيعه الإلكتروني كالتالي:
s2 2s2 2p6 3s2 3p5 1
فنجد أن الغلاف الخارجي يحتوي على 7 إلكترونات وفي حاجة لإلكترون واحد حتى يصبح شبيه بأقرب غاز خامل، وحتى يصبح عدد إلكترونات الغلاف الخارجي 8، فيكتسب الكلور إلكترون ويصبح سالب الشحنة كما في المعادلة التالية
Cl + e → CL-1
خواص المركبات الأيونية
لهذه للمركبات مجموعة من الخصائص التي تميزها عن غيرها من المركبات، حيث أنها تتكون من بلورت لها شكل ثابت، ولكل مركب شكل بلوري مميز له، ومن الخصائص المميزة لهذه المركبات ما يلي:
– تتكون المركبات الأيونية من أيونات موجبة وأيونات سالبة ونظرا لكون التجاذب بين الأيونات الموجبة والسالبة قوي، فإن هذه الرابطة تكون قوية ومن الصعب كسرها.
– درجة إنصهار هذه المركبات عالية جدا وكذلك درجة الغليان أيضا عالية.
– هذه المركبات سريعة الذوبان في الماء.
– يمكن أن تكون إلكتروليت، والإلكتروليت عبارة عن مركب أيوني تم صهره فتحول لمادة قوية التوصيل للكهرباء وتحتوي على أيونات حرة الحركة.
– في حالتها العادية تكون عديمة التوصيل للكهرباء حيث أن أيوناتها تكون مرتبطة وبالتالي مقيدة، ولكن عند إذابتها في الماء تصبح جيدة التوصيل للكهرباء حيث أن أيوناتها تتحرر ويوجد أيونات موجبة وأخرى سالبة، وبالتالي توصل الطاقة الكهربية.
– بالرغم من كون الرابطة بين أيوناتها رابطة قوية وبالتالي درجة الغليان والإنسهار لها عالية، ولكنها في نفس الوقت مركبات هشة، أي سهلة الكسر، حيث أنها تتكون من صفوف من الكاتيونات وصفوف من الأنيونات مرتبة فوق بعضها بالتبادل، ولكن عند الطرق عليها تنزاح هذه الصفوف وقد تصبح الشحنات الوجبة مواجهة لبعضها والشحنات السالبة مواجهة لبعضها، وبالتالي يحدث تنافر وتكون سهلة التهشيم والتكسير.
– تذوب بسرعة شديدة في المذيبات القطبية مثل الماء، ولكنها لا تذوب نهائيا في المذيبات الغير قطبية.
أنواع الأيونات
يوجد نوعان من الأيون، ويتم تقسيمهم على حسب نوع الإشارة التي يحملها ، ويمكن تقسيمهم كالتالي:
أولا: الكاتيون
وهو أيون موجب الشحنة، حيث أن الذرات المتعادلة تميل دائما للوصول للتركيب الإلكتروني لأقرب غاز خامل، فالذرات الموجودة في الجدول الدوري في المجموعات 1 و2 و13، يحتوي في الغلاف الخارجي لها على عدد إلكترونات مساوي لرقم المجموعة، فعناصر المجموعة الأولى يحتوي الغلاف الخارجي لها على واحد إلكترون وعناصر المجموعة الثانية تحتوي على 2 إلكترون وهاكذا، ولهذا فهذه العناصر تميل إلى فقد الإلكترونات.
حيث أن الذرات المتعادلة يكون فيها عدد الإلكترونات السالبة مساوي لعدد البروتونات الموجبة، فعندما تفقد الذرة إلكترونات الغلاف الخارجي حتى تصل للتركيب الإلكتروني لأقرب غاز خامل، فإن عدد البروتونات الموجبة يكون أكبر من عدد الإلكترونات السالبة، وتحمل الذرة في هذه الحالة شحنة موجبة مساوية لعدد الإلكترونات التي فقدتها.
في الغالب الكاتيون يكون من الفلزات حيث أنه يكون من العناصر الموجودة في المجموعات الأولى والثانية والثالثة عشر، مثل الصوديوم الذي يحتوي الغلاف الخارجي له على إلكترون واحد وبالتالي فهو يوجد في المجموعة الأولى، وعندما تفقد ذرة الصوديوم هذا الإلكترون تتحول لكاتيون موجب، ويمكن التعبير عن هذه العملية عن طريق المعادلة التالية:
Na → Na+ + e
أما الألومنيوم الذي يوجد في المجموعة الثالثة عشر، فتوزيعه الإلكتروني كالتالي:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p1
فنجد أنه يحتوي في الغلاف الخارجي على عدد 3 إلكترون وبالتالي يميل لفقد هذه الإلكترونات حتى يصل للتوزيع الإلكتروني لأقرب غاز خامل ويتحول إلى كاتيون موجب يحمل ثلاث شحنات موجبة، لأن عدد البروتونات الموجبة أكثر من عدد الإلكترونات السالبة ب3 بروتونات، ويمكن التعبير عن العملية عن طريق المعادلة التالية
Al → Al3+ + 3e
ثانيا: الأنيون
الأنيون عبارة عن أيون سالب الشحنة حيث أن ذراته تميل لإكتساب الإلكترونات حتى تصل للتوزيع الإلكتروني لأقرب غاز خامل، وفي الغالب الأنيونات تتكون من ذرات عناصر اللافلزات والتي تتواجد في يمين الجدول الدوري في المجموعات 15 و16 و17، حيث أن الغلاف الخارجي يكون في حاجة لإلكترون واحد أو إلكترونان أو ثلاثة حتى يكتمل ويصبح شبيه لأقرب غاز نبيل في الجدول الدوري.
لتكوين الأنيون أو أيون سالب تقوم الذرات بإكتساب إلكترونات لملئ الغلاف الخارجي، فيصبح عدد البروتونات الموجبة أقل من عدد الإلكترونات السالبة، وبالتالي تحمل الذرة شحنة سالبة مساوية لعدد الإلكترونات التي إكتسبتها.
فمثلا عنصر الكلور والذي يوجد في المجموعة السابعة عشر، وعدده الذري 17، يمكن كتابة توزيعه الإلكتروني كالتالي:
s2 2s2 2p6 3s2 3p5 1
فنجد أن الغلاف الخارجي يحتوي على 7 إلكترونات وفي حاجة لإلكترون واحد حتى يصبح شبيه بأقرب غاز خامل، وحتى يصبح عدد إلكترونات الغلاف الخارجي 8، فيكتسب الكلور إلكترون ويصبح سالب الشحنة كما في المعادلة التالية
Cl + e → CL-1
خواص المركبات الأيونية
لهذه للمركبات مجموعة من الخصائص التي تميزها عن غيرها من المركبات، حيث أنها تتكون من بلورت لها شكل ثابت، ولكل مركب شكل بلوري مميز له، ومن الخصائص المميزة لهذه المركبات ما يلي:
– تتكون المركبات الأيونية من أيونات موجبة وأيونات سالبة ونظرا لكون التجاذب بين الأيونات الموجبة والسالبة قوي، فإن هذه الرابطة تكون قوية ومن الصعب كسرها.
– درجة إنصهار هذه المركبات عالية جدا وكذلك درجة الغليان أيضا عالية.
– هذه المركبات سريعة الذوبان في الماء.
– يمكن أن تكون إلكتروليت، والإلكتروليت عبارة عن مركب أيوني تم صهره فتحول لمادة قوية التوصيل للكهرباء وتحتوي على أيونات حرة الحركة.
– في حالتها العادية تكون عديمة التوصيل للكهرباء حيث أن أيوناتها تكون مرتبطة وبالتالي مقيدة، ولكن عند إذابتها في الماء تصبح جيدة التوصيل للكهرباء حيث أن أيوناتها تتحرر ويوجد أيونات موجبة وأخرى سالبة، وبالتالي توصل الطاقة الكهربية.
– بالرغم من كون الرابطة بين أيوناتها رابطة قوية وبالتالي درجة الغليان والإنسهار لها عالية، ولكنها في نفس الوقت مركبات هشة، أي سهلة الكسر، حيث أنها تتكون من صفوف من الكاتيونات وصفوف من الأنيونات مرتبة فوق بعضها بالتبادل، ولكن عند الطرق عليها تنزاح هذه الصفوف وقد تصبح الشحنات الوجبة مواجهة لبعضها والشحنات السالبة مواجهة لبعضها، وبالتالي يحدث تنافر وتكون سهلة التهشيم والتكسير.
– تذوب بسرعة شديدة في المذيبات القطبية مثل الماء، ولكنها لا تذوب نهائيا في المذيبات الغير قطبية.
