ما هي الذرة المحايدة؟ (مع أمثلة)

ل ذرة محايدة هو ذلك الذي يفتقر إلى الشحنة الكهربائية بسبب التعويض بين عدد البروتونات والإلكترونات. كلاهما جسيمات دون ذرية مشحونة بالكهرباء.

تتكتل البروتونات بجوار النيوترونات ، وتشكل النواة ؛ بينما تنتشر الإلكترونات عن طريق تحديد سحابة إلكترونية. عندما يساوي عدد البروتونات الموجودة في الذرة ، التي تساوي عددها الذري (Z) ، عدد الإلكترونات ، يُقال إن هناك تعويضًا بين الشحنات الكهربائية داخل الذرة.

على سبيل المثال ، هناك ذرة الهيدروجين (الصورة العليا) ، والتي تحتوي على بروتون وإلكترون. يتم وضع البروتون في وسط الذرة كنواة ، بينما يدور الإلكترون في الفضاء المحيط ، تاركًا مناطق ذات كثافة إلكترون أقل أثناء الابتعاد عن النواة.

هذه ذرة محايدة لأنه صحيح أن Z تساوي عدد الإلكترونات (1p = 1e). إذا فقدت ذرة H ذلك البروتون المفرد ، فسيتقلص نصف القطر الذري وتنتشر شحنة البروتون ، وتصبح الكاتيون H.⁺ (Hydron). إذا حصل ، من ناحية أخرى ، على إلكترون ، فسيكون هناك إلكترونان وسيصبحان الأنيون H^-- (هيدريد).

مؤشر

• 1 ذرة محايدة مقابل أيون
  • 1.1 نا مقابل نا+
• 2 جزيئات محايدة
• 3 أمثلة
  • 3.1 الأكسجين
  • 3.2 النحاس
  • 3.3 الغازات النبيلة
  • 3.4 السبائك المعدنية
• 4 المراجع

ذرة محايدة مقابل أيون

على سبيل المثال للذرة الحيادية لـ H ، وجد أن عدد البروتونات يساوي عدد الإلكترونات (1p = 1e) ؛ الوضع الذي لا يحدث مع الأيونات المستمدة من فقدان أو كسب الإلكترون.

تتشكل الأيونات عن طريق تغيير في عدد الإلكترونات ، إما لأن الذرة تفوز بها (-) أو تفقدها (+).

في ذرة الكاتيون H⁺ تسود شحنة التكافؤ للبروتون الانفرادي أمام الغياب التام للإلكترون (1p> 0e). هذا صحيح بالنسبة لجميع الذرات الأثقل الأخرى (np> ne) من الجدول الدوري.

على الرغم من أن وجود شحنة موجبة قد يبدو غير مهم ، إلا أنه يغير بشكل قطري خصائص العنصر المعني.

من ناحية أخرى ، في ذرة أنيون H^- تسود الشحنة السالبة للإلكترونين أمام البروتون المفرد (1p<2e). Igualmente, los demás aniones de mayor masa tienen un exceso de electrones en comparación al número de protones (np+ و ح^- انهم مختلفون تماما عن H.

نا مقابل نا⁺

ومن الأمثلة المعروفة على ذلك الصوديوم المعدني. ذراتها المحايدة ، Na ، مع Z = 11 ، بها 11 بروتون ؛ لذلك ، يجب أن يكون هناك 11 إلكترون لتعويض الشحنات الإيجابية (11p = 11e).

الصوديوم ، كونه عنصر معدني ، شديد الحساسية ، يفقد بسهولة إلكتروناته ؛ في هذه الحالة ، يفقد واحدًا فقط ، وهو قذيفة التكافؤ (11p> 10e). وبالتالي ، يتم تشكيل الكاتيون نا⁺, الذي يتفاعل كهربائيا مع أنيون ؛ مثل كلوريد ، الكلور^-, في كلوريد الصوديوم الملح ، كلوريد الصوديوم.

الصوديوم المعدني سام وتآكل ، في حين أن الكاتيون موجود داخل الخلايا. يوضح هذا كيف يمكن أن تختلف خصائص العنصر بشكل كبير عندما يكسب أو يفقد الإلكترونات.

من ناحية أخرى ، أنيون نا^- (soduro ، نظريا) غير موجود ؛ ولكي تكون قادرًا على التكون ، سيكون تفاعليًا للغاية ، لأنه ضد الطبيعة الكيميائية للصوديوم لاكتساب الإلكترونات. نا^- سيكون له 12 إلكترونًا ، متجاوزة الشحنة الإيجابية لنواةه (11 بكسل)<12e).

جزيئات محايدة

ترتبط الذرات تساهميًا لتسبب جزيئات ، والتي يمكن أيضًا تسميتها مركبات. لا يمكن أن توجد أيونات معزولة داخل الجزيء ؛ بدلاً من ذلك ، هناك ذرات ذات شحنات رسمية موجبة أو سالبة. تؤثر هذه الذرات المشحونة على الشحن الصافي للجزيء ، وتحوله إلى أيون متعدد الذرات.

لكي يكون الجزيء محايدًا ، يجب أن يكون مجموع الشحنات الرسمية لذراته مساويًا للصفر ؛ أو ، بكل بساطة ، كل ذراتها محايدة. إذا كانت الذرات التي تشكل جزيءًا محايدة ، فسيكون هذا أيضًا.

على سبيل المثال ، لديك جزيء الماء ، H₂ذراتا H هما محايدتان ، تمامًا مثل ذرة الأكسجين. لا يمكن تمثيلها بنفس الطريقة الموضحة في صورة ذرة الهيدروجين ؛ لأنه ، على الرغم من أن جوهر لا يتغير ، السحابة الإلكترونية لا.

أيون الهيدرونيوم ، H₃O⁺, من ناحية أخرى ، يحتوي على ذرة أكسجين مع شحنة موجبة جزئية. وهذا يعني أنه في هذا الأيون متعدد الذرات يفقد الإلكترون ، وبالتالي فإن عدد البروتونات فيه أكبر من عدد إلكتروناته..

أمثلة

أكسجين

تحتوي ذرة الأكسجين المحايد على 8 بروتونات و 8 إلكترونات. عندما تكسب إلكترونين ، فإنها تشكل ما يعرف بأكسيد الأنيون ، أو^2-. في ذلك ، تسود الشحنات السلبية ، وجود فائض من اثنين من الإلكترونات (8p<10e).

تمتلك ذرات الأكسجين المحايدة ميلًا عاليًا للتفاعل والربط مع نفسها لتكوين O₂. ولهذا السبب لا توجد ذرات أو "فضفاضة" هناك لمصيرها ودون أن تتفاعل مع أي شيء. تنسب جميع ردود الفعل المعروفة لهذا الغاز إلى الأكسجين الجزيئي ، أو₂.

نحاس

النحاس لديه 29 بروتون و 29 إلكترون (بالإضافة إلى النيوترونات). على عكس الأكسجين ، يمكن العثور على ذراتها المحايدة في الطبيعة بسبب ارتباطها المعدني وثباتها النسبي.

مثل الصوديوم ، فإنه يميل إلى فقدان الإلكترونات بدلاً من الفوز بها. نظرًا لتكوينها الإلكتروني والجوانب الأخرى ، يمكن أن تفقد إلكترونًا واحدًا أو اثنين ، لتصبح كاتيونات نحاس ، Cu⁺, أو cupric ، النحاس²⁺, على التوالي.

الكاتيون النحاس⁺ لديه واحد أقل الإلكترون (29p<28e), y el Cu²⁺ فقد إلكترونين (29p<27e).

الغازات النبيلة

الغازات النبيلة (He، Ne، Ar، Kr، Xe، Rn) ، هي واحدة من العناصر القليلة الموجودة في شكل ذراتها المحايدة. أعدادهم الذرية هي: 2 ، 10 ، 18 ، 36 ، 54 و 86 ، على التوالي. لا يكتسبون أو يفقدون الإلكترونات. على الرغم من أن زينون ، Xe ، يمكنه تكوين مركبات بالفلور وفقد الإلكترونات.

خلائط معدنية

يمكن للمعادن ، إذا كانت محمية من التآكل ، أن تبقي على ذراتها المحايدة ، مرتبطة بسندات معدنية. في السبائك ، المحاليل الصلبة للمعادن ، تظل الذرات محايدة (في الغالب). في النحاس ، على سبيل المثال ، هناك ذرات محايدة من النحاس والزنك.

مراجع

1. جيتسر كاراسكو. (2016). ما هي الذرة المحايدة؟ تم الاسترجاع من: - مقدمة - فيزياء
2. علامات ، صموئيل. (25 أبريل 2017). أمثلة الذرات غير المحايدة. Sciencing. تم الاسترجاع من: sciencing.com
3. Chem4Kids. (2018). النظر إلى الأيونات. تم الاسترجاع من: chem4kids.com
4. بياض ، ديفيس ، بيك وستانلي. (2008). الكيمياء. (الطبعة الثامنة). CENGAGE التعلم.
5. رعشة واتكينز. (2008). كيمياء غير عضوية (الطبعة الرابعة). مولودية جراو هيل.