20 Jonu piemēri

Kad atoms vai molekula zaudē savu elektriskā neitralitāte kļūst pazīstams kā jonu. Procesu, kas saistīts ar viena vai vairāku elektronu pieaugumu vai zudumu, kas raksturo neitrāla atoma vai savienojuma atomu struktūru, sauc par jonizāciju. Pamata zināšanas par jonu veidošanos tiek piešķirtas angļu ķīmiķim Hemfrijam Deivijam (1778-1829) un viņa māceklim Mišelam Faradejam (1791-1867). Piemēram: hlorīda anjoni, kalcija katijons, sulfīda anjons.

Kad elektriski neitrāls atoms iegūst vienu vai vairākus elektronus, veidojas anjons. The anjoni piesaista anods, kas ir elektrods, kurā viela zaudē elektronus, tas ir, tā oksidējas, un tas notiek, reaģējot uz oksidēšanās.

No otras puses, kad elektriski neitrāls atoms zaudē vienu vai vairākus elektronus, a katijons. Katjonus piesaista katods, kas ir elektrods, kurā viela iegūst elektronus, tas ir, tas tiek samazināts, un tas notiek reducēšanās reakcijas laikā. Zaudētie elektroni ir tie, kas atrodas neitrālā atoma pēdējā enerģijas līmenī.

Iekš anjoniKatru atoma elektronu, kas sākotnēji ir neitrāls, spēcīgi notur kodola pozitīvais lādiņš. Tomēr atšķirībā no pārējiem citiem atomā esošajiem elektroniem anjonos papildu elektrons nav saistīts ar kodolu ar

Kulonas spēki, (divu punktu lādiņu elektriskās mijiedarbības spēki, kas ir miera stāvoklī un ir tieši proporcionāli abu lādiņu lieluma reizināšana un apgriezti proporcionāla attāluma kvadrātam, kas atdala abus slodzes).

Tādējādi anjonos papildu elektronu saista neitrālā atoma polarizācija. Pateicoties elektronu pievienošanai, anjoni pārsniedz attiecīgo neitrālo atomu, bet Katjonu izmērs ir mazāks nekā atbilstošajiem neitrālajiem atomiem, pateicoties zaudējumiem elektroni.

Istabas temperatūrā daudzi parakstīt jonus pretēji tie stingri saistās viens ar otru pēc regulāras un sakārtotas shēmas, kas izraisa kristālu veidošanos, piemēram, galda sāli (nātrija hlorīdu). Bieži kad tu ej ārā izšķīst a šķīdinātājs, tie viegli jonizējas.

Joni, kas ir izšķīduši, ir svarīga pamats rūpnieciskie procesi piemēram, elektrolīzi, un dod pamatu būtiskām mūsdienu pasaules ierīcēm, piemēram, baterijām un akumulatoriem. Fermentu oksidēšanās un reducēšanās procesos, kas tik raksturīgi neskaitāmām bioķīmiskām reakcijām, kas notiek dzīvās būtnes, piedalās dažādi joni.

Elementi, kuriem parasti ir vislielākā iespēja pozitīvi jonizēt (zaudēt elektronus un tādējādi ģenerēt katjonus), ir metāli. Daži nemetāli parasti veido anjonus un Cēlās gāzes tāpat kā hēlijs vai argons, tie neveido jonus.

Parasti joni ir vairāk ķīmiski reaģējoši nekā neitrālie atomi un molekulas, un tie var būt monatomiski vai daudzatomiski, neorganiski vai organiski.

Jonu piemēri

Zemāk ir uzskaitīti 20 jonu piemēri, ieskaitot anjonus, katjonus, monatomiskos un polatomiskos jonus.

1. Hlorīda anjoni (Cl^–)
2. Sulfātu anjoni (SO₄^2-)
3. Nitrātu anjoni (NĒ₃^–)
4. Kalcija katijons (Ca²⁺)
5. Mangāna (II) katijons (Mn²⁺)
6. Hipohlorīta anjons (ClO^–)
7. Amonija katijons (NH₄⁺)
8. Dzelzs katijons (Fe³⁺)
9. Dzelzs katijons (Fe²⁺)
10. Magnija katijons (Mg²⁺)
11. Silikāta anjoni ([SiO₄]^4- )
12. Borātu anjoni ([BO₃]^3- )
13. Permanganāta anjons (MnO₄^–)
14. Sulfīda anjons (S^2-)
15. Fosfāta anjons (PO₄^3-)
16. Metafosfāta anjons (PO₃^–)
17. Karbonāta anjoni (CO₃^2-)
18. Citronēt anjonu ([C.₃H₅O (COO)₃]^3- )
19. Malāta anjons ([C.₄H₄VAI₅]^2-)
20. Acetāta anjons ([C.₂H₃VAI₂]^{– )}