فيديو الدرس: الأيونات الكيمياء

في هذا الفيديو، سوف نتعرف على الكاتيونات والأنيونات، وكيف نستنتج شحنة الأيونات الأحادية الذرة باستخدام الجدول الدوري، وأخيرًا سنلقي نظرة على بعض الأيونات المتعددة الذرات الشائعة.

١٥:٤١

‏نسخة الفيديو النصية

في هذا الفيديو، سوف نتعرف على الكاتيونات والأنيونات، وكيف نستنتج شحنة الأيونات الأحادية الذرة باستخدام الجدول الدوري، وأخيرًا سنلقي نظرة على بعض الأيونات المتعددة الذرات الشائعة.

أولًا، دعونا نتعرف على معنى الأنيونات والكاتيونات. كما نعرف، تتكون الذرات من بروتونات ونيوترونات وإلكترونات. البروتونات شحنتها موجبة، والإلكترونات شحنتها سالبة، والنيوترونات متعادلة الشحنة. عندما نفكر في الأيونات، ما يهمنا هو البروتونات والإلكترونات؛ لأن هذه هي الجسيمات التي لها شحنة. ومن ثم، يمكننا تجاهل النيوترونات في الوقت الحالي. تذكر أن البروتونات توجد داخل نواة الذرة. هذا يعني أنه من الصعب على الذرة أن تكتسب بروتونات أو تفقدها. لتكوين أيون، يجب أن تكتسب الذرة إلكترونات أو تفقدها.

في الذرة الأصلية، يكون عدد البروتونات هو نفس عدد الإلكترونات. وهذا يعني أن الشحنات الموجبة للبروتونات والشحنات السالبة للإلكترونات يلغي بعضها بعضًا، وهو ما يجعل الذرة في المجمل متعادلة الشحنة. إذا اكتسبت الذرة إلكترونًا، فسيصبح عدد الإلكترونات أكثر من عدد البروتونات. وسينتج عن ذلك شحنة كلية سالبة. أما إذا فقدت الذرة إلكترونًا، فسيكون عدد البروتونات أكثر من عدد الإلكترونات. وسينتج عن ذلك شحنة كلية موجبة.

عندما تكتسب الذرة إلكترونات أو تفقدها، تصبح أيونًا. ويسمى الأيون ذو الشحنة الموجبة كاتيونًا، ويسمى الأيون ذو الشحنة السالبة أنيونًا. بالطبع قد تكتسب الذرة أو تفقد أكثر من إلكترون واحد في المرة الواحدة. وكلما زاد عدد الإلكترونات التي تكتسبها الذرة أو تفقدها، زادت شحنة الأيون. على سبيل المثال، إذا اكتسبت الذرة ثلاثة إلكترونات، فستصبح أنيونًا شحنته ثلاثة سالب. على الجانب الآخر، إذا فقدت الذرة إلكترونين، فستصبح كاتيونًا شحنته اثنان موجب.

لكن كيف نتذكر أي من الكاتيون والأنيون هو الأيون الموجب وأيهما الأيون السالب؟ يمكنك تذكر أن حرف ‪n‬‏ الإضافي في كلمة ‪«anion»‬‏ يشير إلى كلمة ‪«negative»‬‏؛ أي سالب. وهذا يمكن أن يذكرك بأن الأنيونات أيونات سالبة الشحنة. ويمكن أن يذكرك الجزء ‪«cat»‬‏ في ‪«cation»‬‏ بالقطط التي تعد مصدرًا للطاقة الإيجابية. ومن ثم، فالكاتيونات أيونات موجبة. لكن اختر الطريقة التي تفضلها.

بالطبع ثمة سؤال آخر قد تطرحه، وهو كيف نعرف إذا ما كانت الذرة ستكون على الأرجح كاتيونًا أو أنيونًا؟ وإذا كونت أيونًا، فماذا ستكون شحنته؟ لحسن الحظ، يساعدنا الجدول الدوري في العديد من الحالات في هذا الأمر. فيما يأتي مخطط للجزء الرئيسي من الجدول الدوري، مزودًا بأرقام المجموعات أعلى الأعمدة. في أقصى يمين الجدول الدوري في المجموعة الـ 18، لدينا الغازات النبيلة. لعلك تتذكر أن الغازات النبيلة مستقرة للغاية. وهذا يجعل احتمالية تكوينها للأيونات مستبعدة تمامًا. لذا، سنصنف هذه الغازات باعتبار أن شحنتها تساوي صفرًا.

في المجموعة الـ 17 ، لدينا الهالوجينات. لنلق نظرة على أول هذه الهالوجينات، وهو الفلور. عندما نمعن النظر في الفلور في الجدول الدوري، يمكننا أن نلاحظ أن عدده الذري تسعة. هذا يعني أن ذرة الفلور الواحدة بها تسعة بروتونات. تذكر أن البروتونات لها شحنة موجبة. ولتوازن شحنات هذه البروتونات التسعة، تحتاج ذرة الفلور إلى تسعة إلكترونات أيضًا. هذا يجعل ذرة الفلور متعادلة الشحنة. لكن ماذا لو أبقينا على البروتونات التسعة وكان لدينا 10 إلكترونات بدلًا من تسعة؟ هل هذا سيجعل الذرة أيونًا؟ الإجابة هي نعم. نظرًا لأنه لم يعد لدينا نفس العدد من البروتونات والإلكترونات، فسنحصل في النهاية على شحنة كلية لا تساوي صفرًا. وهذا يجعل الذرة أيونًا.

ولأن لدينا عدد إلكترونات أكثر من عدد البروتونات، فسيكون لدينا شحنة كلية سالبة. في الواقع، ما سنحصل عليه هو ‪F−‬‏. يمكننا أن نسمي هذا الأيون بأيون الفلوريد، لكن هل هو أنيون أم كاتيون؟ تذكر أن الأنيون سالب. إذن هذا أنيون فلوريد. ومن المعروف أن أنيونات الفلوريد توجد عادة في معجون الأسنان. وفي بعض الأماكن، يضاف المزيد من الفلوريد أيضًا إلى ماء الشرب. يرجع السبب في ذلك إلى أن أنيونات الفلوريد مهمة للاعتناء بالأسنان. كما اتضح أنه يمكن العثور على الفلور في كثير من الأحيان في شكل أنيون ‪F−‬‏.

ينطبق الأمر نفسه على العناصر الأخرى في المجموعة نفسها. على سبيل المثال، يمكن العثور على الكلور في شكل أنيون الكلوريد، وكذلك البروم في شكل أنيون البروميد. وبالطبع يعد أنيون الكلوريد مألوفًا للغاية؛ حيث نجده في ملح الطعام. إذن توجد الهالوجينات غالبًا في صورة أنيون شحنته واحد سالب. ويمكننا الحصول على ذلك بإضافة إلكترون واحد إلى الذرة الأصلية. لكن ماذا عن بقية الجدول الدوري؟

لننظر الآن إلى الجانب الأيسر في المجموعة الأولى من الجدول الدوري. لدينا هنا عناصر مثل الهيدروجين والصوديوم. برأيك ما نوع الأيونات التي تكونها هذه العناصر؟ لنفكر في الملح الذي نضعه على الطعام. الاسم الكيميائي لهذا النوع من الملح الذي نضعه على الطعام هو كلوريد الصوديوم. وهو يتكون من كل من الصوديوم والكلور. لقد رأينا بالفعل أن الكلور يكون عادة شحنة قدرها واحد سالب، وهي أنيون الكلوريد. وبما أن ملح الطعام متعادل الشحنة في المجمل، فلا بد أن الصوديوم له شحنة توازن شحنة الكلوريد. ومن ثم، يوجد الصوديوم في صورة كاتيون شحنته واحد موجب. تذكر أن الكاتيون بالطبع أيون موجب الشحنة.

ولقد تبين أن العناصر الأخرى في المجموعة نفسها تكون أيضًا كاتيونات شحنتها واحد موجب بسهولة. أحد الأمثلة الجيدة على ذلك هو ‪H+‬‏، الذي صادفته في العديد من دروس الكيمياء الأخرى، مثل درس الأحماض. ويمكننا توسيع نطاق ذلك والقول بأن ذرات المجموعة الثانية تكون عادة كاتيونات شحنتها اثنان موجب، والذرات في المجموعة الـ 16 تكون عادة أنيونات شحنتها اثنان سالب. وعندما يتعلق الأمر بمجموعات أخرى، لا سيما الفلزات الانتقالية، التي يمكنك أن تجدها ضمن عناصر الفئة ‪d‬‏، فإن الأمور ليست بهذه البساطة.

على سبيل المثال، يمكن أن يكون العديد من الفلزات الانتقالية أكثر من أيون واحد بسهولة. ويعد الحديد والنحاس مثالين على ذلك. فيمكن أن يكون الحديد ‪Fe2+‬‏ أو ‪Fe3+‬‏ بسهولة، بينما يمكن أن يكون النحاس في الغالب أيون ‪Cu+‬‏ أو ‪Cu2+‬‏. وعندما يتعلق الأمر بعناصر مثل هذه، من الأفضل أن تكون على دراية بالأيونات الأكثر شيوعًا التي يكونها كل عنصر من هذه العناصر. وينطبق الأمر نفسه على المجموعات الـ 13 والـ 14 والـ 15، التي ليست بسيطة دائمًا أيضًا. كقاعدة عامة، يمكنك أن تفترض أن المجموعة الـ 13 تكون كاتيونات شحنتها ثلاثة موجب، والمجموعة الـ 15 تكون أنيونات شحنتها ثلاثة سالب، والمجموعة الـ 14 تميل إلى تكوين روابط تساهمية بدلًا من ذلك.

لقد تحدثنا حتى الآن عن الأيونات التي تحتوي على ذرة واحدة فقط. لكن ماذا عن الأيونات التي تحتوي على أكثر من ذرة؟ هذه هي الأيونات المتعددة الذرات. سنتناول هنا بعض الأمثلة الشائعة على الأيونات المتعددة الذرات. كلمة «متعددة» في مصطلح «متعددة الذرات» تعني وجود أكثر من ذرة واحدة. وهو ما يعني حرفيًّا أيونات بها أكثر من ذرة واحدة. وعكس كلمة «متعددة» هو «أحادية»، التي توجد في مصطلح «أحادية الذرة» وتعني ذرة واحدة. فيما يأتي بعض الأمثلة على الأنيونات المتعددة الذرات.

صيغة أنيون الكربونات هي ‪CO32−‬‏. ويمكن العثور على العديد من معادن الكربونات في الصخور، بينما يمكن استخدام الصور الأخرى للكربونات في منتجات التنظيف. وصيغة أنيونات الكبريتات هي ‪SO42−‬‏. في كل مرة تستخدم فيها حمض الكبريتيك في المختبر، فإنك تستخدم أنيون الكبريتات. وصيغة حمض الكبريتيك هي بالطبع ‪H2SO4‬‏. وبتذكر أن الهيدروجين يكون عادة كاتيون ‪H+‬‏، وأن لدينا اثنين من هذا الكاتيون في ‪H2SO4‬‏، يمكننا أن نستنتج أن شحنة أنيون ‪SO4‬‏ هي اثنان سالب.

يمكن استخدام طريقة مشابهة لتذكر شحنة أنيون النيترات، ‪NO3−‬‏. صيغة حمض النيتريك هي ‪HNO3‬‏. مرة أخرى، إذا كان للهيدروجين شحنة قدرها واحد موجب، فلا بد أن تكون شحنة ‪NO3‬‏ واحدًا سالبًا لتوازن شحنة الهيدروجين. صيغة أنيون الفوسفات هي ‪PO43−‬‏. تعد أنيونات الفوسفات شائعة جدًّا في العديد من الأنظمة الحيوية، مثل الحمض النووي الريبي المنقوص الأكسجين. صيغة أنيون كربونات الهيدروجين هي ‪HCO3−‬‏. يعد كربونات الهيدروجين المكون الرئيسي في صودا الخبز. فعندما يتعرض كربونات الهيدروجين لحمض أو حرارة، يتفكك وينتج عنه كمية كبيرة من غاز ثاني أكسيد الكربون. وإنتاج هذا الغاز هو الذي يساعد على انتفاخ المخبوزات الرائعة.

يوجد بالطبع العديد من الكاتيونات المتعددة الذرات أيضًا، ويعد أيون الأمونيوم أكثرها شيوعًا. صيغة كاتيون الأمونيوم هي ‪NH4+‬‏. ويمكنك تكوين كاتيون الأمونيوم هذا عن طريق إضافة بروتون إلى الأمونيا، ‪NH3‬‏. والآن بعد أن أصبحنا على دراية بالأيونات المتعددة الذرات والأحادية الذرة الشائعة، فلنحاول الإجابة عن بعض الأسئلة.

كيف تكون الذرة أنيونًا؟

أولًا، دعونا نذكر أنفسنا بتعريف الأنيون. الأنيون أيون سالب الشحنة. ولتكوين أنيون، لا بد للذرة المتعادلة الشحنة اكتساب شحنة سالبة. ويحدث ذلك عن طريق اكتساب الإلكترونات. تحتوي الذرة بطبيعتها على عدد متساو من البروتونات والإلكترونات. وهذا يعطي الذرة شحنة كلية متعادلة. إذا أضفنا إلكترونًا إضافيًّا إلى الذرة، فسنخل بتوازن الشحنة.

والآن بعد أن أصبحت الشحنات السالبة أكثر من الشحنات الموجبة، تصبح الشحنة الكلية للذرة سالبة. تسمى الذرة ذات الشحنة السالبة أنيونًا. تذكر أنه إذا كان للأيون شحنة موجبة، فإنه يسمى كاتيونًا. إذن كيف تكون الذرة أنيونًا؟ الإجابة هي: باكتساب إلكترونات.

أي مما يلي هو أيون متعدد الذرات؟ (أ) ‪F−‬‏، أم (ب) ‪O2‬‏، أم (ج) ‪NO3−‬‏، أم (د) ‪SO2‬‏، أم (هـ) ‪Mg2+‬‏.

أول ما نلاحظه هو أن المطلوب إيجاد أيون متعدد الذرات. كلمة «متعدد» في مصطلح «متعدد الذرات» تعني أكثر من ذرة. لذا فنحن نبحث عن أيون يحتوي على أكثر من ذرة. إذن يمكن استبعاد أي إجابة تحتوي على ذرة واحدة فقط؛ أي أحادية الذرة. وهذا يعني استبعاد ‪F−‬‏ و‪Mg2+‬‏. بعد ذلك، نبحث عن أيون. الأيون له شحنة لا تساوي صفرًا. يمكننا ملاحظة الأيون؛ لأنه سيتضمن رمز شحنة موجبة أو سالبة.

على سبيل المثال، في الإجابة (أ)، يوضح ‪F−‬‏ وجود شحنة سالبة على ذرة الفلور. وهذا يجعلها أيونًا. لذا، دعونا نلق نظرة على الإجابات الثلاثة المتبقية، ونرى إذا ما كان أي منها له شحنة. كل من ‪O2‬‏ و‪SO2‬‏ متعادلان، لذا يمكننا استبعادهما. الإجابة (ج) ‪NO3−‬‏ لها بالفعل شحنة. والشحنة السالبة تعني أنه يمكننا تسمية هذا الأيون أنيونًا. تذكر أن الشحنة الموجبة تسمى كاتيونًا. إذن، لدينا هنا الإجابة. الأيون المتعدد الذرات في هذا السؤال هو الإجابة (ج) ‪NO3−‬‏، وهو أنيون النيترات. وللعلم، يمكنك العثور على أنيون النيترات في حمض النيتريك، ‪HNO3‬‏.

لنلخص الآن النقاط الأساسية المتعلقة بالأيونات. الأنيونات هي الأيونات السالبة الشحنة، والكاتيونات هي الأيونات الموجبة الشحنة. تتكون الأنيونات باكتساب الإلكترونات، وتتكون الكاتيونات بفقدها. عرفنا أنه يمكننا استخدام الجدول الدوري لاستنتاج شحنات الأيونات في حالات معينة. على سبيل المثال، تكون عادة عناصر المجموعة الأولى كاتيونات شحنتها واحد موجب، بينما تكون المجموعة الـ 17 أنيونات شحنتها واحد سالب. تعرفنا أيضًا على بعض الأيونات المتعددة الذرات الشائعة. وهي الأيونات التي تحتوي على أكثر من ذرة، مثل الكبريتات والنيترات والأمونيوم والكربونات.

تستخدم نجوى ملفات تعريف الارتباط لضمان حصولك على أفضل تجربة على موقعنا. معرفة المزيد حول سياسة الخصوصية لدينا.