indiquant l’état chargémedit
notations équivalentes pour un atome de fer (Fe) qui a perdu deux électrons, appelés ferreux.
lors de l’écriture de la formule chimique d’un ion, sa charge nette est écrite en exposant immédiatement après la structure chimique de la molécule / atome. La charge nette est écrite avec la magnitude avant le signe; c’est-à-dire qu’un cation doublement chargé est indiqué comme 2+ au lieu de +2., Cependant, l’amplitude de la charge est omise pour les molécules/atomes seuls chargés; par exemple, le cation sodium est indiqué comme Na+ et non Na1+.
Une autre façon (et acceptable) de montrer une molécule / atome avec des charges multiples est en dessinant les signes plusieurs fois, ceci est souvent vu avec les métaux de transition. Les chimistes entourent parfois le signe; ceci est simplement ornemental et ne modifie pas la signification chimique. Les trois représentations de Fe2+
, Fe++ et Fe Fe représentées sur la figure sont donc équivalentes.,
chiffres romains mixtes et notations de charge pour l’ion uranyle. L’état d’oxydation du métal est montré comme exposant chiffres Romains, tandis que la charge de l’ensemble du complexe est indiqué par l’angle symbole avec l’ampleur et le signe de la charge nette.
Les ions Monatomiques sont parfois aussi notés avec des chiffres romains, en particulier en spectroscopie; par exemple, L’exemple Fe2+
vu ci-dessus est appelé Fe(II) ou FeII., Le chiffre romain désigne l’état d’oxydation formel d’un élément, tandis que les chiffres indo-arabes superscrits désignent la charge nette. Les deux notations sont donc échangeables pour les ions monatomiques, mais les chiffres romains ne peuvent pas être appliqués aux ions polyatomiques. Cependant, il est possible de mélanger les notations pour le centre métallique individuel avec un complexe polyatomique, comme le montre l’exemple de l’ion uranyle.
sous-classesmodifier
Si un ion contient des électrons non appariés, il est appelé ion radical. Tout comme les radicaux non chargés, les ions radicaux sont très réactifs., Les ions polyatomiques contenant de l’oxygène, tels que le carbonate et le sulfate, sont appelés oxyanions. Les ions moléculaires qui contiennent au moins une liaison carbone-hydrogène sont appelés ions organiques. Si la charge dans un ion organique est formellement centrée sur un carbone, on l’appelle carbocation (s’il est chargé positivement) ou carbanion (s’il est chargé négativement).
formationModifier
Formation d’ions monatomiquesmodifier
Les ions Monatomiques sont formés par le gain ou la perte d’électrons vers la coquille de valence (la coquille la plus externe) dans un atome., Les coquilles internes d’un atome sont remplies d’électrons qui sont étroitement liés au noyau atomique chargé positivement et ne participent donc pas à ce type d’interaction chimique. Le processus de gain ou de perte d’électrons d’un atome ou d’une molécule neutre est appelé ionisation.
Les atomes peuvent être ionisés par bombardement par rayonnement, mais le processus d’ionisation le plus habituel rencontré en chimie est le transfert d’électrons entre atomes ou molécules. Ce transfert est généralement entraîné par l’obtention de configurations électroniques stables (« coque fermée »)., Les atomes vont gagner ou perdre des électrons selon l’action qui prend le moins d’énergie.
Par exemple, un atome de sodium, Na, a un seul électron dans sa coquille de valence, entourant 2 coquilles internes stables et remplies de 2 et 8 électrons. Comme ces coquilles remplies sont très stables, un atome de sodium a tendance à perdre son électron supplémentaire et à atteindre cette configuration stable, devenant un cation de sodium dans le processus
Na → Na+
+
e−
D’autre part, un atome de chlore, Cl, a 7 électrons dans sa coquille de valence, soit un de moins que la coquille stable remplie de 8 électrons., Ainsi, un atome de chlore a tendance à gagner un électron supplémentaire et à atteindre une configuration stable de 8 électrons, devenant un anion chlorure dans le processus:
Cl +
e-
→ Cl−
C’est cette force motrice qui fait que le sodium et le chlore subissent une réaction chimique, dans laquelle l’électron « supplémentaire » est transféré du Étant chargés de manière opposée, ces cations et anions forment des liaisons ioniques et se combinent pour former du chlorure de sodium, NaCl, plus communément appelé sel de table.,
Na+
+ Cl−
→ NaCl
Formation d’ions polyatomiques et moléculairesmodifier
une carte du potentiel électrostatique de l’ion nitrate (NO−
3). Le shell en 3 dimensions représente un seul isopotentiel arbitraire.
Les ions polyatomiques et moléculaires sont souvent formés par le gain ou la perte d’ions élémentaires tels qu’un proton, H+
, dans des molécules neutres. Par exemple, lorsque l’ammoniac, NH
3, accepte un proton, H+
—un processus appelé protonation—il forme L’ion ammonium, NH+
4., L’ammoniac et l’ammonium ont le même nombre d’électrons dans la même configuration électronique, mais l’ammonium a un proton supplémentaire qui lui donne une charge positive nette.
L’ammoniac peut également perdre un électron pour gagner une charge positive, formant l’ion NH+
3. Cependant, cet ion est instable, car il a une coquille de valence incomplète autour de l’atome d’azote, ce qui en fait un ion radical très réactif.
en raison de l’instabilité des ions Radicaux, les ions polyatomiques et moléculaires sont généralement formés en gagnant ou en perdant des ions élémentaires tels que H+
, plutôt que de gagner ou de perdre des électrons., Cela permet à la molécule de conserver sa configuration électronique stable tout en acquérant une charge électrique.
potentiel D’Ionisationmodifier
l’énergie nécessaire pour détacher un électron dans son état d’énergie la plus basse d’un atome ou d’une molécule d’un gaz avec moins de charge électrique nette est appelée le potentiel d’ionisation, ou énergie d’ionisation. La nième énergie d’ionisation d’un atome est l’énergie nécessaire pour détacher son nième électron après que les premiers N − 1 électrons ont déjà été détachés.,
chaque énergie d’ionisation successive est nettement supérieure à la dernière. Des augmentations particulièrement importantes se produisent après que n’importe quel bloc donné d’orbitales atomiques est épuisé des électrons. Pour cette raison, les ions ont tendance à se former de manière à les laisser avec des blocs orbitaux complets. Par exemple, le sodium a un électron de valence dans sa coquille la plus externe, de sorte que sous forme ionisée, il est généralement trouvé avec un électron perdu, comme Na+
. De l’autre côté du tableau périodique, le chlore a sept électrons de valence, donc sous forme ionisée, on le trouve couramment avec un électron gagné, comme Cl−
., Le césium a l’énergie d’ionisation mesurée la plus faible de tous les éléments et l’hélium a la plus grande. En général, l’ionisation énergie de métaux est beaucoup plus faible que l’ionisation énergie de nonmetals, c’est pourquoi, en général, les métaux vont perdre des électrons pour former des ions chargés positivement et nonmetals gagnerez des électrons pour former des ions chargés négativement.
liaison Ioniquemodifier
la liaison ionique est une sorte de liaison chimique qui résulte de l’attraction mutuelle d’ions chargés de manière opposée., Les Ions de charge similaire se repoussent et les ions de charge opposée s’attirent. Par conséquent, les ions n’existent généralement pas seuls, mais se lient avec des ions de charge opposée pour former un réseau cristallin. Le composé résultant est appelé un composé ionique, et est dit être maintenu ensemble par liaison ionique. Dans les composés ioniques, il existe des distances caractéristiques entre les voisins ioniques à partir desquelles l’extension spatiale et le rayon ionique des ions individuels peuvent être dérivés.,
le type de liaison ionique le plus courant est observé dans les composés de métaux et de non-métaux (à l’exception des gaz nobles, qui forment rarement des composés chimiques). Les métaux sont caractérisés par un petit nombre d’électrons au-delà d’une configuration électronique stable à coque fermée. En tant que tels, ils ont tendance à perdre ces électrons supplémentaires afin d’atteindre une configuration stable. Cette propriété est connue sous le nom d’électropositivité. Les non-métaux, d’autre part, sont caractérisés par une configuration électronique à quelques électrons d’une configuration stable., En tant que tels, ils ont tendance à gagner plus d’électrons afin d’obtenir une configuration stable. Cette tendance est connue sous le nom d’électronégativité. Lorsqu’un métal hautement électropositif est combiné avec un non-métal hautement électronégatif, les électrons supplémentaires des atomes de métal sont transférés aux atomes non métalliques déficients en électrons. Cette réaction produit des cations métalliques et des anions non métalliques, qui sont attirés les uns par les autres pour former un sel.,>Sn4+
4
2
| Formal name | Formula | Alt.,td> |
|---|---|---|
| Metasilicate | SiO2− 3 |
|
| Aluminium silicate | AlSiO− 4 |
|
| Anions from organic acids | ||
| Acetate | CH 3COO− |
ethanoate |
| Formate | HCOO− | methanoate |
| Oxalate | C 2O2− 4 |
ethanedioate |
| Cyanide | CN− | |