A anjon Det är vilken kemisk art som helst med en negativ laddning, förutom att den är en av de två typerna av befintliga joner. Dess negativa laddning härrör från det faktum att den har ett överskott av elektroner jämfört med artens neutrala form; för varje ytterligare elektron ökar dess negativa laddning med en enhet.
Den negativa laddningen kan lokaliseras i en eller flera atomer, såväl som dess inflytande på en molekyl som helhet. För enkelhetens skull, oavsett var laddningen är (-), anses hela arten, föreningen eller molekylen vara en anjon..
Om en neutral art X får en elektron kommer de överskott av negativa laddningar att manifestera sig i bildandet av anjonen X-, vilket också leder till en ökning av dess atomradie (övre bild, med gröna sfärer). X och X- skiljer sig enormt i sina egenskaper och i hur de interagerar med sin miljö.
Om X nu antas vara H-atomen kan till exempel en katjon eller anjon uppstå ur den: H+ eller H-, respektive. Katjonen H+ Det är vätejonen, även kallad proton; och H- är hydridanjonen, den "enklaste" av alla kända anjoner.
Artikelindex
Bildandet av en anjon kan lätt förklaras inom teorin; Även om det experimentellt kan vara en utmaning, särskilt om du vill ha det rent, utan positiva laddningar som lockas av dess negativa laddningar..
En anjon kommer att bildas när det finns ett överskott eller förstärkning av elektroner i en atom. Nämnda vinst kan bestämmas genom att använda de formella avgifterna i en Lewis-struktur. Med den tidigare metoden kan du också veta exakt från vilken atom eller grupp av dem den negativa laddningen kommer.
När atomer bildar kovalenta bindningar, även om fördelningen av elektroner är rättvis, kan det finnas en partiell förlust av elektroner. I denna bemärkelse, ju färre bindningar ju mer elektronegativa atomer bildas, desto fler fria elektronpar har de och uppvisar därför negativa laddningar..
Tänk till exempel ammoniakmolekylen, NH3. NH3 den är neutral och har därför inga elektriska laddningar. Om en H avlägsnades, det vill säga en N-H-bindning bröts, skulle anjonen NH erhållastvå-. Genom att rita sin Lewis-struktur och beräkna den formella laddningen av N kan detta verifieras.
Efter att fler N-H-bindningar har brutits har vi nu NH-anjonentvå-; och eliminering av det sista H erhålls slutligen anjonen N3-, kallas nitridanjon. Kväve har inte längre ett sätt att få fler elektroner, och dess -3 laddning är det mest negativa det kan nå; deras orbitaler ger inte mer.
En anjon kan bildas som ett resultat av en reduktion: den får elektroner genom att oxidera en annan art som förlorar dem. Syre representerar till exempel denna typ av kemisk reaktion mycket bra..
När syre reduceras oxiderar det till en annan art och blir oxidanjonen, Otvå-; närvarande i otaliga mineraler och oorganiska föreningar.
En atom kan få elektroner om den är i gasfasen:
X (g) + e- => X-(g)
Detta sätt att bilda en anjon innebär en bred kunskap om fysiska tekniker, medan gasformiga anjoner inte är lätta att studera och inte heller är alla arter lättflyktiga eller finfördelade till gasfasen..
Generellt kommer de typiska egenskaperna hos en anjon att nämnas nedan innan de diskuterar deras typer och exempel:
-Det är större än den neutrala atomen som den härrör från.
-Det kan vara mer eller mindre stabilt, trots den ökande elektroniska avstötningen mellan sina egna elektroner.
-Om anjonen kommer från en lågelektronegativ atom, såsom kol, är den mycket reaktiv.
-Upprätta starka dipolmoment.
-Ytterligare ökar dess interaktion med polära lösningsmedel.
-Den monatomiska anjonen är isoelektronisk mot ädelgasen under sin period; det vill säga den har samma antal elektroner i sitt valensskal.
-Det kan polarisera elektronmolnet i en angränsande atom och avstänga dess yttre elektroner.
Som namnet antyder är det en anjon som består av en enda atom: den negativa laddningen är väl belägen. Varje grupp i det periodiska systemet har karakteristiska negativa laddningar; och eftersom de är anjoner är de de icke-metaller som finns i p-blocket. Några exempel och deras namn finns nedan:
-Cl-, klorid.
-Jag-, jag varar.
-F-, fluorid.
-Br-, bromid.
-ELLERtvå-, oxid.
-Stvå-, sulfid.
-jag vettvå-, selenid.
-Tetvå-, telluride.
-Potvå-, poloniur.
-N3-, nitrid.
-P3-, fosfid.
-Ess3-, arsenid.
-Sb3-, antimoniuro.
-C4-, karbid.
-Ja4-, silikid.
-B3-, boruro.
Oxoanjoner kännetecknas av att de har en X = O-bindning, där X kan vara vilket som helst icke-metalliskt element (utom fluor), eller en metall (krom, mangan, ect.). De kan också ha en eller flera X-O enkla länkar.
Vissa oxoanioner med deras respektive namn är:
-ClO-, hypoklorit.
-BrO-, hypobromit.
-IO-, hypojodit.
-ClOtvå-, klorit.
-ClO3-, klorat.
-IO3-, jodat.
-ClO4-, perklorat.
-PO43-, fosfat.
-CO3två-, karbonat.
-CrO4två-, kromat.
-CrtvåELLER7två-, dikromat.
-SW4två-, sulfat.
-StvåELLER3två-, tiosulfat.
-INTE3-, nitrat.
-INTEtvå-, nitrit.
-BO33-, borat.
-AsO43-, arsenat.
-PO33-, fosfit.
-MnO4-, permanganat.
Organiska molekyler har funktionella grupper som kan bli elektriskt laddade. Hur? Genom bildandet eller brytningen av kovalenta bindningar, mycket lik exemplet med NH-molekylen3.
Några organiska anjoner är:
-CH3KUTTRA-, acetat.
-HCOO-, Formatera.
-CtvåELLER4två-, oxalat.
-RCOO-, karboxylat.
-CH3CONH-, amidera.
-RO-, alkoxid.
-R3C-, carbanion.
-CH3ELLER-, metoxid.
Oxoanjoner är också polyatomiska anjoner, det vill säga de består av mer än en atom. Detsamma händer med organiska anjoner. Emellertid faller polyatomics inte in i någon av ovanstående klassificeringar. Några av dem är:
-CN-, cyanid (har en trippelbindning, C≡N).
-OCN-, cyanat.
-SCN-, tiocyanat.
-NHtvå-, Amide.
-Åh-, hydroxyl, hydroxid eller hydroxyl.
-ELLERtvå-, superoxid.
-ELLERtvåtvå-, peroxid.
I organiska anjoner nämndes några negativt laddade funktionella grupper. Dessa grupper kan vara en del av en stor molekyl, och således kan anjonen vara en helt robust förening med många bindningar. Den enklaste av denna typ av anjoner är den hypotetiska molekylen av Htvå-.
Ett annat exempel på dessa anjoner är polysulfider, Sntvå-, som består av kedjor med flera SS-obligationer. Även negativt laddade metallkoordineringsföreningar såsom [CoCl4(NH3)två]- och [CuCl4]två-.
Ingen har kommenterat den här artikeln än.