Ion - Ion

Un ion ( / ɒ n , - ən / ) est une particule , atome ou molécule avec un filet charge électrique .

La charge de l' électron est considérée comme négative par convention. La charge négative d'un électron est égale et opposée au (x) proton (s) chargé (s) considéré(s) positif(s) par convention. La charge nette d'un ion n'est pas nulle car son nombre total d'électrons est différent de son nombre total de protons.

Un cation est un ion chargé positivement avec moins d'électrons que de protons tandis qu'un anion est chargé négativement avec plus d'électrons que de protons. En raison de leurs charges électriques opposées, les cations et les anions s'attirent et forment facilement des composés ioniques .

Les ions constitués d'un seul atome sont appelés ions atomiques ou diatomiques , tandis que deux atomes ou plus forment des ions moléculaires ou des ions polyatomiques . Dans le cas de l'ionisation physique dans un fluide (gaz ou liquide), des « paires d'ions » sont créées par des collisions moléculaires spontanées, où chaque paire générée est constituée d'un électron libre et d'un ion positif. Les ions sont également créés par des interactions chimiques, telles que la dissolution d'un sel dans des liquides, ou par d'autres moyens, tels que le passage d'un courant continu à travers une solution conductrice, la dissolution d'une anode par ionisation .

Histoire de la découverte

Le mot ion a été inventé à partir du grec ion, participe présent neutre de ienai (grec ἰέναι) « aller » de la racine de la TARTE *ei- « aller »., cf. un cation est quelque chose qui descend (grec kato κάτω kat-ion) et un anion est quelque chose qui monte (grec ano ἄνω, an-ion). Ainsi appelé parce que les ions se déplacent vers l'électrode de charge opposée. Ce terme a été introduit (après une suggestion du polymathe anglais William Whewell ) par le physicien et chimiste anglais Michael Faraday en 1834 pour désigner l' espèce alors inconnue qui passe d'une électrode à l'autre à travers un milieu aqueux. Faraday ne connaissait pas la nature de ces espèces, mais il savait que puisque les métaux se dissolvaient et entraient dans une solution à une électrode et qu'un nouveau métal sortait d'une solution à l'autre électrode ; qu'une sorte de substance s'est déplacée à travers la solution dans un courant. Cela transporte la matière d'un endroit à l'autre. En correspondance avec Faraday, Whewell a également inventé les mots anode et cathode , ainsi qu'anion et cation en tant qu'ions attirés par les électrodes respectives.

Svante Arrhenius a avancé, dans sa thèse de 1884, l'explication du fait que les sels cristallins solides se dissocient en particules chargées appariées lorsqu'ils sont dissous, ce qui lui a valu le prix Nobel de chimie en 1903. L'explication d'Arrhenius était qu'en formant une solution, le sel se dissocie en ions de Faraday, il a proposé que les ions se forment même en l'absence de courant électrique.

Caractéristiques

Les ions à l'état gazeux sont hautement réactifs et interagiront rapidement avec les ions de charge opposée pour donner des molécules neutres ou des sels ioniques. Les ions sont également produits à l'état liquide ou solide lorsque les sels interagissent avec des solvants (par exemple, l'eau) pour produire des ions solvatés , qui sont plus stables, pour des raisons impliquant une combinaison de changements d' énergie et d' entropie lorsque les ions s'éloignent les uns des autres pour interagir avec le liquide. Ces espèces stabilisées se retrouvent plus fréquemment dans l'environnement à basse température. Un exemple courant est celui des ions présents dans l'eau de mer, qui sont dérivés de sels dissous.

En tant qu'objets chargés, les ions sont attirés par des charges électriques opposées (positives à négatives et vice versa) et repoussés par des charges similaires. Lorsqu'ils se déplacent, leurs trajectoires peuvent être déviées par un champ magnétique .

Les électrons, en raison de leur masse plus petite et donc de leurs propriétés de remplissage d'espace plus grandes que les ondes de matière , déterminent la taille des atomes et des molécules qui possèdent des électrons. Ainsi, les anions (ions chargés négativement) sont plus gros que la molécule ou l'atome parent, car les électrons en excès se repoussent et s'ajoutent à la taille physique de l'ion, car sa taille est déterminée par son nuage d'électrons . Les cations sont plus petits que l'atome ou la molécule parent correspondant en raison de la plus petite taille du nuage d'électrons. Un cation particulier (celui de l'hydrogène) ne contient pas d'électrons et se compose donc d'un seul proton - beaucoup plus petit que l'atome d'hydrogène parent.

Anions et cations

L'atome d'hydrogène (au centre) contient un seul proton et un seul électron . L'élimination de l'électron donne un cation (à gauche), tandis que l'ajout d'un électron donne un anion (à droite). L'anion hydrogène, avec son nuage à deux électrons lâche, a un rayon plus grand que l'atome neutre, qui à son tour est beaucoup plus grand que le proton nu du cation . L'hydrogène forme le seul cation charge + 1 qui n'a pas d'électrons, mais même les cations qui (contrairement à l'hydrogène) retiennent un ou plusieurs électrons sont toujours plus petits que les atomes ou molécules neutres dont ils sont dérivés.

Étant donné que la charge électrique d'un proton est égale en amplitude à la charge d'un électron, la charge électrique nette d'un ion est égale au nombre de protons dans l'ion moins le nombre d'électrons.

Un anion (-) ( / æ n ˌ . ən / ANN eye-ən , du mot grec ἄνω ( ano ),signifie "haut") est un ion avec plusélectrons queprotons,lui donnant une charge négative nette ( puisque les électrons sont chargés négativement et les protons sont chargés positivement).

UNE cation (+) ( / k æ t ˌ . ən / KAT eye-ən , du mot grec κάτω ( de Káto ),signifie "versbas") est un ion avec moinsélectrons queprotons,donne une charge positive.

Il existe des noms supplémentaires utilisés pour les ions avec plusieurs charges. Par exemple, un ion avec une charge -2 est connu comme un dianion et un ion avec une charge +2 est connu comme un dication . Un zwitterion est une molécule neutre avec des charges positives et négatives à différents endroits au sein de cette molécule.

Les cations et les anions sont mesurés par leur rayon ionique et ils diffèrent par leur taille relative : « Les cations sont petits, la plupart d'entre eux ont moins de 10 -10 m (10 -8 cm) de rayon. Mais la plupart des anions sont gros, comme c'est le cas le plus courant. Anion terrestre, oxygène . De ce fait, il est évident que la majeure partie de l'espace d'un cristal est occupée par l'anion et que les cations s'insèrent dans les espaces entre eux.

Les termes anion et cation (pour les ions qui voyagent respectivement vers l'anode et la cathode pendant l'électrolyse) ont été introduits par Michael Faraday en 1834 .

Événements naturels

Les ions sont omniprésents dans la nature et sont responsables de divers phénomènes allant de la luminescence du Soleil à l'existence de l' ionosphère terrestre . Les atomes dans leur état ionique peuvent avoir une couleur différente des atomes neutres, et ainsi l'absorption de la lumière par les ions métalliques donne la couleur des pierres précieuses . En chimie inorganique et organique (y compris la biochimie), l'interaction de l'eau et des ions est extrêmement importante ; un exemple est l'énergie qui entraîne la dégradation de l'adénosine triphosphate ( ATP ). Les sections suivantes décrivent les contextes dans lesquels les ions occupent une place prépondérante ; ceux-ci sont disposés sur une échelle de longueur physique décroissante, de l'astronomie au microscopique.

Technologie associée

Les ions peuvent être préparés de manière non chimique à l'aide de diverses sources d'ions , impliquant généralement une tension ou une température élevée. Ceux - ci sont utilisés dans une multitude de dispositifs tels que les spectromètres de masse , les spectromètres d' émission optique , les accélérateurs de particules , les implanteurs ioniques et les moteurs ioniques .

En tant que particules chargées réactives, elles sont également utilisées dans la purification de l'air en perturbant les microbes, et dans les articles ménagers tels que les détecteurs de fumée .

Comme la signalisation et le métabolisme dans les organismes sont contrôlés par un gradient ionique précis à travers les membranes , la perturbation de ce gradient contribue à la mort cellulaire. Il s'agit d'un mécanisme commun exploité par les biocides naturels et artificiels , notamment les canaux ioniques gramicidine et amphotéricine (un fongicide ).

Les ions dissous inorganiques sont un composant des solides dissous totaux , un indicateur bien connu de la qualité de l' eau .

Détection des rayonnements ionisants

Schéma d'une chambre à ions, montrant la dérive des ions. Les électrons dérivent plus rapidement que les ions positifs en raison de leur masse beaucoup plus petite.
Effet d'avalanche entre deux électrodes. L'événement d'ionisation d'origine libère un électron, et chaque collision ultérieure libère un autre électron, de sorte que deux électrons émergent de chaque collision : l'électron ionisant et l'électron libéré.

L'effet d' un rayonnement ionisant sur un gaz est largement utilisé pour la détection de rayonnement tel que alpha , bêta , gamma , et les rayons X . L'événement d'ionisation d'origine dans ces instruments entraîne la formation d'une « paire d'ions » ; un ion positif et un électron libre, par impact ionique du rayonnement sur les molécules de gaz. La chambre d'ionisation est le plus simple de ces détecteurs et recueille toutes les charges créées par l'ionisation directe au sein du gaz grâce à l'application d'un champ électrique.

Le tube Geiger-Müller et le compteur proportionnel utilisent tous deux un phénomène connu sous le nom d' avalanche de Townsend pour multiplier l'effet de l'événement ionisant d'origine au moyen d'un effet de cascade par lequel les électrons libres reçoivent suffisamment d'énergie par le champ électrique pour libérer d'autres électrons en impact ionique.

Chimie

Désignation de l'état chargé

Notations équivalentes pour un atome de fer (Fe) qui a perdu deux électrons, appelé 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/de l'atome. La charge nette est écrite avec la grandeur avant le signe; c'est-à-dire qu'un cation doublement chargé est indiqué par 2+ au lieu de +2 . Cependant, l'amplitude de la charge est omise pour les molécules/atomes à charge unique ; par exemple, le cation sodium est indiqué par Na + et non Na 1+ .

Une façon alternative (et acceptable) de montrer une molécule/un atome avec plusieurs charges consiste à dessiner les signes plusieurs fois, ce qui est souvent observé avec les métaux de transition. Les chimistes encerclent parfois le signe; ceci est simplement ornemental et n'altère pas la signification chimique. Les trois représentations de Fe2+
, Fe ++ et Fe ⊕⊕ représentés sur la figure, sont donc équivalents.

Chiffres romains mixtes et notations de charge pour l' ion uranyle . L'état d'oxydation du métal est indiqué en chiffres romains en exposant, tandis que la charge de l'ensemble du complexe est indiquée par le symbole de l'angle ainsi que l'amplitude et le signe de la charge nette.

Les ions monoatomiques sont parfois aussi désignés par des chiffres romains, notamment en spectroscopie ; par exemple, le Fe2+
exemple vu ci-dessus est appelé Fe( II ) ou Fe II . Le chiffre romain désigne l' état d'oxydation formel d'un élément, tandis que les chiffres indo-arabes en exposant désignent la charge nette. Les deux notations sont donc échangeables contre des ions monoatomiques, mais les chiffres romains ne peuvent s'appliquer 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-classes

Si un ion contient des électrons non appariés , on l'appelle un 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 d'un ion organique est formellement centrée sur un carbone, on parle de carbocation (s'il est chargé positivement) ou de carbanion (s'il est chargé négativement).

Formation

Formation d'ions monoatomiques

Les ions monoatomiques sont formés par le gain ou la perte d'électrons dans la couche de valence (la couche d'électrons la plus externe) dans un atome. Les enveloppes internes d'un atome sont remplies d'électrons étroitement liés au noyau atomique chargé positivement et ne participent donc pas à ce type d'interaction chimique. Le processus d'obtention ou de perte d'électrons d'un atome ou d'une molécule neutre est appelé ionisation .

Les atomes peuvent être ionisés par bombardement avec un rayonnement , mais le processus d'ionisation le plus courant rencontré en chimie est le transfert d'électrons entre atomes ou molécules. Ce transfert est généralement conduit par l'obtention de configurations électroniques stables ("closed shell") . Les atomes gagneront ou perdront des électrons selon l'action qui consomme le moins d'énergie.

Par exemple, un atome de sodium , Na, a un seul électron dans sa couche de valence, entourant 2 couches internes stables et remplies de 2 et 8 électrons. Étant donné que ces coquilles remplies sont très stables, un atome de sodium a tendance à perdre son électron supplémentaire et à atteindre cette configuration stable, devenant ainsi un cation sodium.

Na → Na+
+
e

D'autre part, un atome de chlore , Cl, a 7 électrons dans sa couche de valence, ce qui est un court de la couche stable et remplie de 8 électrons. Ainsi, un atome de chlore a tendance à gagner un électron supplémentaire et à atteindre une configuration stable à 8 électrons , devenant ainsi un anion chlorure :

Cl +
e
Cl

Cette force motrice est ce qui provoque une réaction chimique du sodium et du chlore, dans laquelle l'électron "supplémentaire" est transféré du sodium au chlore, formant des cations sodium et des anions chlorure. Étant de charges opposées, ces cations et anions forment des liaisons ioniques et se combinent pour former du chlorure de sodium , NaCl, plus communément appelé sel de table.

N / A+
+ Cl
→ NaCl

Formation d'ions polyatomiques et moléculaires

Une carte de potentiel électrostatique de l' ion nitrate ( NO
3
). La coque tridimensionnelle 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+
, en 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 essentiellement la même configuration électronique , mais l'ammonium a un proton supplémentaire qui lui confère 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 couche de valence incomplète autour de l'atome d'azote, ce qui en fait un ion radicalaire 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'ionisation

L' énergie requise pour détacher un électron dans son état d'énergie le plus bas d'un atome ou d'une molécule d'un gaz avec une charge électrique nette inférieure est appelée potentiel d'ionisation , ou énergie d'ionisation . La n ième énergie d'ionisation d'un atome est l'énergie nécessaire pour détacher son n ième électron après que les n − 1 premiers électrons aient déjà été détachés.

Chaque énergie d'ionisation successive est nettement supérieure à la précédente. Des augmentations particulièrement importantes se produisent après qu'un bloc donné d' orbitales atomiques est épuisé en électrons. Pour cette raison, les ions ont tendance à se former d'une manière qui leur laisse des blocs orbitaux complets. Par exemple, le sodium a un électron de valence dans sa couche la plus externe, donc sous forme ionisée, on le trouve généralement 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'énergie d'ionisation des métaux est bien inférieure à l'énergie d'ionisation des non - métaux , c'est pourquoi, en général, les métaux perdront des électrons pour former des ions chargés positivement et les non-métaux gagneront des électrons pour former des ions chargés négativement.

Une liaison ionique

La liaison ionique est une sorte de liaison chimique qui résulte de l'attraction mutuelle d'ions de charges opposées. Les ions de même charge se repoussent et les ions de charge opposée s'attirent. Par conséquent, les ions n'existent généralement pas seuls, mais se lient à des ions de charge opposée pour former un réseau cristallin . Le composé résultant est appelé un composé ionique , et on dit qu'il est maintenu ensemble par une liaison ionique . Dans les composés ioniques, il existe des distances caractéristiques entre les ions voisins à partir desquels 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 rares, qui forment rarement des composés chimiques). Les métaux se caractérisent par un petit nombre d'électrons en excès par rapport à 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, en revanche, se caractérisent par une configuration électronique à quelques électrons de moins qu'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 à un non-métal hautement électronégatif, les électrons supplémentaires des atomes métalliques 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 vers les autres pour former un sel .

Ions communs

Cations communes
Nom commun Formule Nom historique
cations simples
Aluminium Tout 3+
Baryum Ba 2+
Béryllium Être 2+
Calcium Environ 2+
Chrome (III) Cr 3+
Cuivre(I) Cu + cuivreux
Cuivre(II) Cu 2+ cuprique
Or(I) Au + aurifère
Or (III) Au 3+ aurique
Hydrogène H +
Fer(II) Fe 2+ ferreux
Fer(III) Fe 3+ ferrique
Plomb(II) Pb 2+ plombeux
Plomb(IV) Pb 4+ plombifère
Lithium Li +
Magnésium mg 2+
Manganèse(II) Mn 2+ manganeux
Manganèse(III) mn 3+ manganique
Manganèse(IV) Mn 4+
Mercure(II) Hg 2+ mercure
Potassium K + kalique
Argent Ag + argenteux
Sodium Non + natrique
Strontium Sr 2+
Étain (II) Sn 2+ stanneux
Étain(IV) Sn 4+ stannique
Zinc Zn 2+
Cations polyatomiques
Ammonium NH+
4
Hydronium H 3 O +
Mercure(I) Hg2+
2
mercure
Anions communs
Nom officiel Formule Alt. Nom
Anions simples
Azide N
3
Bromure Br
Carbure C -
Chlorure Cl
Fluorure F -
Hydrure H -
Iodure Je -
Nitrure N 3−
Phosphure P 3−
Oxyde O 2−
Sulfure S 2−
Séléniure Se 2−
Oxoanions ( ions polyatomiques )
Carbonate CO2−
3
Chlorate ClO
3
Chrome CrO2−
4
bichromaté Cr
2
O2−
7
Phosphate dihydrogène H
2
Bon de commande
4
Carbonate d'hydrogène HCO
3
bicarbonate
Sulfate d'hydrogène ASS
4
bisulfate
Sulfite d'hydrogène ASS
3
bisulfite
Hydroxyde OH -
Hypochlorite ClO
Phosphate monohydrogéné HPO2−
4
Nitrate NON
3
Nitrite NON
2
Perchlorate ClO
4
Permanganate MnO
4
Peroxyde O2−
2
Phosphate Bon de commande3−
4
Sulfate DONC2−
4
Sulfite DONC2−
3
Superoxyde O
2
Thiosulfate S
2
O2−
3
Silicate SiO4−
4
métasilicate SiO2−
3
Silicate d'aluminium AlSiO
4
Anions d'acides organiques
Acétate CH
3
ROUCOULER
éthanoate
Formater HCOO
méthanoate
Oxalate C
2
O2−
4
éthanedioate
Cyanure CN

Voir également

Les références