A ذرة محايدة واحد هو أن يفتقر إلى شحنة كهربائية بسبب مفاضلة بين عدد البروتونات والإلكترونات. كلاهما عبارة عن جسيمات دون ذرية مشحونة كهربائيًا.
تتكتل البروتونات بالنيوترونات وتشكل النواة ؛ بينما الإلكترونات مشوشة تحدد السحابة الإلكترونية. عندما يساوي عدد البروتونات في الذرة ، مساويًا لعددها الذري (Z) ، عدد الإلكترونات ، يُقال أن هناك مفاضلة بين الشحنات الكهربائية داخل الذرة.
ذرة الهيدروجين. المصدر: Mets501 عبر ويكيبيديا.
على سبيل المثال ، لديك ذرة هيدروجين (الصورة العلوية) ، والتي تحتوي على بروتون وإلكترون. يتم وضع البروتون في وسط الذرة كنواة لها ، بينما يدور الإلكترون حول الفضاء المحيط ، تاركًا مناطق ذات كثافة إلكترون منخفضة أثناء تحركه بعيدًا عن النواة.
هذه ذرة محايدة لأن Z يساوي عدد الإلكترونات (1p = 1e). إذا فقدت ذرة H هذا البروتون الفردي ، فإن نصف القطر الذري سوف يتقلص وستسود شحنة البروتون ، لتصبح الكاتيون H + (هيدرون). من ناحية أخرى ، إذا اكتسب إلكترونًا ، فسيكون هناك إلكترونان وسيصبح H - (هيدريد) الأنيون.
ذرة محايدة مقابل أيون
بالنسبة لمثال الذرة المحايدة لـ H ، وجد أن عدد البروتونات يساوي عدد الإلكترونات (1p = 1e) ؛ حالة لا تحدث مع الأيونات المشتقة من فقدان أو كسب إلكترون.
تتشكل الأيونات عن طريق تغيير عدد الإلكترونات ، إما بسبب اكتساب الذرة لها (-) أو فقدانها (+).
في ذرة الكاتيون H + تسود شحنة التكافؤ للبروتون المنفرد على الغياب التام للإلكترون (1p> 0e). هذا صحيح بالنسبة لجميع الذرات الثقيلة الأخرى (np> ne) في الجدول الدوري.
على الرغم من أن وجود شحنة موجبة قد يبدو غير ذي أهمية ، إلا أنه يغير خصائص العنصر المعني قطريًا.
من ناحية أخرى ، في ذرة الأنيون H - تسود الشحنة السالبة للإلكترونين على البروتون الوحيد للنواة (1p <2e). وبالمثل ، فإن الأنيونات الأخرى ذات الكتلة الأكبر لديها فائض من الإلكترونات مقارنة بعدد البروتونات (np
نا مقابل نا
وأفضل مثال معروف هو الصوديوم المعدني. تحتوي ذرتها المحايدة Na مع Z = 11 على 11 بروتونًا. لذلك يجب أن يكون هناك 11 إلكترونًا للتعويض عن الشحنات الموجبة (11p = 11e).
الصوديوم عنصر فلزي شديد الحساسية للكهرباء ، فإنه يفقد إلكتروناته بسهولة شديدة. في هذه الحالة ، تفقد طبقة تكافؤ واحدة فقط (11p> 10e). وهكذا، فإن نا + تشكيل الموجبة ، التي تتفاعل كهربية مع أنيون. كلوريد ، Cl - في ملح كلوريد الصوديوم ، NaCl.
الصوديوم المعدني سام ومسبب للتآكل ، بينما الكاتيون موجود حتى داخل الخلايا. يوضح هذا كيف يمكن أن تتغير خصائص عنصر بشكل كبير عندما يكتسب أو يفقد الإلكترونات.
من ناحية أخرى ، فإن الأنيون Na - (الصوديوم افتراضيًا) غير موجود ؛ وإذا تم تشكيله ، فسيكون شديد التفاعل ، لأنه يتعارض مع الطبيعة الكيميائية للصوديوم لاكتساب الإلكترونات. Na - يحتوي على 12 إلكترونًا ، وهو ما يتجاوز الشحنة الموجبة لنواتها (11p <12e).
جزيئات محايدة
الذرات مرتبطة تساهميًا لتكوين جزيئات ، والتي يمكن أيضًا أن تسمى مركبات. داخل الجزيء لا يمكن أن يكون هناك أيونات معزولة ؛ بدلاً من ذلك ، هناك ذرات ذات شحنات رسمية إيجابية أو سلبية. تؤثر هذه الذرات المشحونة على الشحنة الصافية للجزيء ، وتحولها إلى أيون متعدد الذرات.
لكي يكون الجزيء محايدًا ، يجب أن يكون مجموع الشحنات الرسمية لذراته مساويًا للصفر ؛ أو ببساطة ، كل ذراتها محايدة. إذا كانت الذرات التي يتكون منها الجزيء محايدة ، فسيكون هذا أيضًا.
على سبيل المثال ، لديك جزيء الماء ، H 2 O. ذرتا H هي محايدة ، وكذلك ذرة الأكسجين. لا يمكن تمثيلها بنفس الطريقة الموضحة في صورة ذرة الهيدروجين ؛ منذ ذلك الحين ، على الرغم من أن النواة لا تتغير ، فإن السحابة الإلكترونية تتغير.
من ناحية أخرى ، يمتلك أيون الهيدرونيوم H 3 O + ذرة أكسجين موجبة جزئيًا. هذا يعني أنه في هذا الأيون متعدد الذرات يفقد إلكترونًا ، وبالتالي فإن عدد البروتونات فيه أكبر من عدد إلكتروناته.
أمثلة
الأكسجين
تحتوي ذرة الأكسجين المحايدة على 8 بروتونات و 8 إلكترونات. عندما يكتسب إلكترونين ، فإنه يشكل ما يعرف بأنيون الأكسيد ، O 2-. في ذلك ، تسود الشحنات السالبة ، مع زيادة إلكترونين (8p <10e).
تميل ذرات الأكسجين المحايدة بشدة إلى التفاعل والترابط مع نفسها لتكوين O 2. ولهذا السبب لا توجد ذرات O "فضفاضة" هناك من تلقاء نفسها ودون التفاعل مع أي شيء. تُنسب جميع التفاعلات المعروفة لهذا الغاز إلى الأكسجين الجزيئي ، O 2.
النحاس
يحتوي النحاس على 29 بروتونًا و 29 إلكترونًا (بالإضافة إلى النيوترونات). على عكس الأكسجين ، يمكن العثور على ذراته المحايدة في الطبيعة بسبب الرابطة المعدنية والاستقرار النسبي.
مثل الصوديوم ، تميل إلى فقدان الإلكترونات بدلاً من اكتسابها. نظرًا لتكوينه الإلكتروني والجوانب الأخرى ، يمكن أن يفقد إلكترونًا أو إلكترونين ، ليصبح كاتيونات نحاسية ، Cu + ، أو نحاسي ، Cu 2+ ، على التوالي.
يحتوي Cu + الكاتيون على إلكترون واحد أقل (29p <28e) ، وفقد Cu 2+ إلكترونين (29p <27e).
غازات نبيلة
الغازات النبيلة (He ، Ne ، Ar ، Kr ، Xe ، Rn) ، هي واحدة من العناصر القليلة الموجودة في شكل ذراتها المحايدة. الأعداد الذرية هي: 2 و 10 و 18 و 36 و 54 و 86 على التوالي. لا تكتسب أو تفقد إلكترونات ؛ على الرغم من أن الزينون ، Xe ، يمكن أن يشكل مركبات بالفلور ويفقد الإلكترونات.
سبائك معدنية
يمكن للمعادن ، إذا كانت محمية من التآكل ، أن تحافظ على ذراتها محايدة ، وتربطها روابط معدنية. في السبائك ، المحاليل الصلبة للمعادن ، تظل الذرات (في الغالب) محايدة. في النحاس الأصفر ، على سبيل المثال ، توجد ذرات متعادلة من النحاس والزنك.
المراجع
- جيتسر كاراسكو. (2016). ما هي الذرة المحايدة؟ تم الاسترجاع من: Introduction-to-physics.com
- العلامات ، صموئيل. (25 أبريل 2017). أمثلة على الذرات غير المحايدة. علم. تم الاسترجاع من: sciencing.com
- تشيم فور كيدز. (2018) النظر في الأيونات. تم الاسترجاع من: chem4kids.com
- ويتن ، ديفيس ، بيك وستانلي. (2008). كيمياء. (الطبعة الثامنة). سينجاج ليرنينج.
- رجفة وأتكينز. (2008). الكيمياء غير العضوية. (طبعة رابعة). ماك جراو هيل.