Ioni

Kohteesta Wikipedia
(Ohjattu sivulta Ionisoituminen)
Siirry navigaatioon Siirry hakuun

Ioni on sähköisesti varautunut atomi tai molekyyli.[1] Ionin sähkövarauksellisuus aiheutuu joko sen ylimäärästä elektroneja verrattuna atomin järjestysluvun mukaiseen elektronimäärään, jolloin kyseessä on negatiivisesti varautunut anioni tai elektronivajauksesta, jolloin kyseessä on positiivisesti varautunut kationi.[2] Varauksettomalla atomilla protonien ja elektronien lukumäärä on siis yhtä suuri. Koska anionit ja kationit ovat vastakkaisesti varautuneita, ne voivat vetää toisiaan puoleensa sähköstaattisten vetovoimien vuoksi ja muodostaa siten ioniyhdisteitä.[3] Erimerkkisten ionien välisten voimakkaiden sähköisten vetovoimien seurauksena ioniyhdisteiden sulamis- ja kiehumispisteet ovat korkeita.

Sana ioni tulee kreikan kielen sanasta ion, joka tarkoittaa vaeltajaa. Etuliitteet kat- ja an- tulevat kreikan kielen sanoista “alas” ja “ylös”. Erimerkkiset varaukset kulkevat sähkökentällä eri suuntiin.[4]

Ionisaatio[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Ionin muodostumista sanotaan ionisaatioksi. Ioneja voi muodostua esimerkiksi säteilyttämällä alkuaineita kaasufaasissa, termisen energian avulla, sähkökemiallisessa kennossa sähkön avulla tai kemiallisissa reaktioissa.

Esimerkiksi kaasufaasissa hopea-atomi ionisoituu luovuttamalla elektronin: Ag → Ag+ + e. Tähän reaktioon tarvittavaa energiaa kutsutaan ionisoitumisenergiaksi. Alkuaineen toinen ionisaatioenergia on energia, joka vaaditaan seuraavan elektronin irrottamiseksi muodostuneesta positiivisesti varautuneesta ionista. Vastaavasti voidaan määritellä myös kolmas ja neljäs ionisaatioenergia.[5] Koska elektronin irrottua ydin vetää jäljelle jääneitä elektroneja voimakkaammin puoleensa, ovat seuraavien elektronien poistamiseen tarvittavat energiat aina suurempia.[6]

Koska kaasufaasissa tapahtuvaan elektronin irrottamiseen tarvitaan aina energiaa, kyseessä on endoterminen reaktio ja ionisaatioenergia on positiivista.[7] Vaaditun ionisoitumisenergian määrä vaihtelee atomikohtaisesti ja siihen vaikuttaa atomisäde.[2] Atomi, jolla on pienempi atomisäde, vaatii suuremman ionisaatioenergian kuin suuremman atomisäteen omaava atomi.[2] Pienemmällä säteellä valenssielektronien ja ytimen välillä on lyhyempi etäisyys ja siten niiden irrottaminen vaatii enemmän energiaa.[2] Kun kyseessä on ioni, tällöin atomisäteen sijaan puhutaan ionisäteestä. Määritelmä on vastaava kuin atomisäteellä, mutta saman alkuaineen atomi- ja ionisäde eroavat toisistaan, koska ionilla elektronien lukumäärä on muuttunut. Anioni on saman alkuaineen atomia suurempi ja kationi saman alkuaineen atomia pienempi, koska anionilla elektroniverhon elektronien määrä on lisääntynyt ja kationilla vähentynyt verrattuna atomiin.[3]

Jos ionisaatioenergia on suuri (esim. jalokaasut), ei atomi luovuta elektroneja helposti eikä se osallistu kemiallisiin reaktioihin. Toisaalta alkalimetallien 1. ionisaatioenergia on pieni ja ne luovuttavat yhden elektronin helposti ja muodostavat positiivisen kationin. [6] Esimerkiksi perustilassa oleva vetyatomi vaatii ionisoituakseen energiaa 13.6 eV. Energian saatuaan elektroni poistuu kokonaan ytimen vaikutuspiiristä.[8]

Kemiallisessa reaktiossa aineiden atomien uloimpien kuorien elektronit ryhmittyvät uudelleen ja muodostavat kemiallisia sidoksia.[9] Jos sähköisesti neutraalin atomin elektroniverho luovuttaa tai ottaa vastaan yhden tai useamman elektronin, muuttuu atomi positiiviseksi tai negatiiviseksi ioniksi. Jokainen siirtynyt elektroni muuttaa atomin varausta yhden alkeisvarauksen verran. Ionin sähkövaraus on siis jokin alkeisvarauksen kerrannainen. Alkuaineista metallit muodostavat enimmäkseen positiivisia ja epämetallit negatiivisia ioneja. Atomien tai molekyylien välinen elektronegatiivisuusero määrää elektronien jakautumisen.

Kun magnesium luovuttaa uloimman kuoren elektronia, magnesiumin kemiallisen merkin yläkulmaan lisätään 2+, joten magnesiumioni kirjoitetaan merkinnällä Mg2+. Vastaavasti merkintä O2- tarkoittaa sitä, että happiatomi on saanut kaksi ionia lisää ja muodostanut oksidi-ionin.[9]

Erilaisia ioneja[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Negatiivinen ioni on anioni, eli atomi tai molekyyli, joka vastaanottaa elektroneja. Positiivinen ioni on kationi, eli atomi tai molekyyli, joka luovuttaa elektroneja.[10]

Pääryhmien 1, 2 ja 13 sekä sivuryhmien alkuaineet muodostavat positiivisia ioneja. Pääryhmien 16 ja 17 alkuaineet muodostavat negatiivisia ioneja.[9]

Kationit[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Joidenkin positiivisten ionien eli kationien varauksen pystyy päättelemään siitä, mihin ryhmään ne kuuluvat. Pääryhmiin 1 ja 2 kuuluvat alkuaineet muodostavat kationeja, joiden varaus on suoraan niiden ryhmän numero. Esimerkiksi pääryhmään 1 kuuluva kalium muodostaa K+-ionin, ja pääryhmään 2 kuuluva magnesium Mg2+-ionin.[4]

Jotkin alkuaineet pystyvät muodostamaan ioneja eri varauksilla. Esimerkiksi lyijy voi luovuttaa joko kaksi elektronia, jolloin siitä tulee Pb2+-ioni, tai neljä elektronia muodostaen Pb4+-ionin.[4]

Anionit[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Vain epämetallit muodostavat yksiatomisia anioneja. Jaksollisessa järjestelmässä oikealla olevien yksiatomisten anionien varauksen laskemiseen on olemassa pääsääntö, jonka mukaan varaus on alkuaineen ryhmän numero vähennettynä 18. Esimerkiksi typpi kuuluu ryhmään 15, ja 15-18=-3, eli typpi muodostaa N3--ionin.[4]

Moniatominen ioni[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Monet ionit muodostuvat useammasta kuin yhdestä atomista. Moniatomisella ionilla voi olla joko positiivinen tai negatiivinen varaus. Esimerkiksi ammoniumioni NH4+ muodostuu yhdestä typpi- ja neljästä vetyatomista, joilla normaalisti olisi yhteensä 11 elektronia (7 typeltä ja 4x1 vedyltä). Ammoniumioni on kuitenkin luovuttanut yhden elektronin, jolloin siitä on muodostunut kationi.[4]

Yksiatomisen ionin (esimerkiksi kalsiumionin, Ca2+) hapetusluku on yhtä suuri kuin ionin varaus. Moniatomisessa ionissa atomien hapetuslukujen summa on yhtä suuri kuin ionin varaus.

Ionisidokselliset yhdisteet[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Ionit muodostavat ionisidoksellisia yhdisteitä. Ionit vetävät puoleensa lähellä olevia vastakkaismerkkisiä ioneja, jolloin syntyy säännöllinen rakenne, ionihila. Ionihilassa jokaisella ionilla on tarkoin määrätty paikkansa. Esimerkiksi yhdessä suolakiteessä voi olla miljardi kertaa enemmän ioneja kuin maapallolla on ihmisiä. Ionisidos on vahva sidos ja ionihilan rakenne on hyvin kestävä.[11]

Ionit sitoutuvat toisiinsa säännöllisesti ja ionirakenteiset yhdisteet muodostavat helposti säännöllisiä kiteitä. Kiteiden muoto riippuu mm. positiivisten ja negatiivisten ionien määräsuhteista ja ionien koosta.[11] Ioniyhdisteitä nimettäessä alkuosa tulee positiiviselta ionilta ja loppuosa negatiiviselta ionilta.

Kun kaasumaisista ioneista muodostuu kiinteää kiteistä ainetta ionisidosten myötä, entalpia muuttuu ja energiaa vapautuu. Kun tällä tavalla syntyy 1 moolin verran kiinteää ainetta, vapautuneen energian määrää kutsutaan hilaenergiaksi. Hilaenergian suuruudessa ionien ominaisuuksilla on merkittävä osuus, sillä hilaenergiaan vaikuttaa ionien varaus ja ionien koko.[3]

Kiinteä ionirakenteinen yhdiste on eriste eikä johda sähköä, mutta liuoksessa tai sulatteessa ionit pääsevät liikkumaan ja ne molemmat johtavat sähköä.[11]

Yksi esimerkki ionisidoksesta on ruokasuola eli natriumkloridi. Se muodostuu positiivisesti varautuneista natriumkationeista eli natriumioneista (Na+) sekä negatiivisesti varautuneista kloorianioneista eli kloridi-ioneista (Cl-). Ruokasuolan kiteet sisältävät lukemattomia ioneja, jotka ovat järjestäytyneet tiiviisti yhteen ionisidosten kiinnittämänä.[4]

Ionien järjestäytyminen ruokasuolan kiteessä

Lähteet[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

  1. Turunen, Seppo: Biologia: Ihminen, s. 179. 5.–7. painos. WSOY, 2007. ISBN 978-951-0-29701-8.
  2. a b c d Lehtonen, Paula & Lehtonen, Pekka: Teknisten alojen kemia, s. 24-25. 1.painos, Sanoma Pro/WSOY, 2008. ISBN 978-951-0-32901-6.
  3. a b c Zumdahl, Steven S.; Chemical principles, 5. painos, Houghton Mifflin 2005. ISBN 978-0-618-37206-5.
  4. a b c d e f Atkins, Peter & Jones, Loretta: Chemistry: Molecules, Matter, and Change, s. 17-19. 3. painos. W. H. Freeman and Company, 1997. ISBN 0-7167-2832-X.
  5. Antila, Anna-Maija & Karppinen, Maarit & Leskelä, Markku & Mölsä, Heini & Pohjakallio, Maija: Tekniikan Kemia, s. 28., 10. uudistettu painos. Edita Prima Oy 2008. ISBN 978-951-37-5200-2.
  6. a b Laitinen Risto & Toivonen Jukka: Yleinen ja epäorgaaninen kemia, s. 66. 15. painos. Otatieto, 2003. ISBN 951-672-242-3.
  7. Moore John W. & Stanitski Conrad L. & Jurs Peter C. : Chemistry : the molecular science, s. 315-318 . 3.painos, Thomson Brooks/Cole 2008. ISBN 978-0-495-11256-3.
  8. Peltonen, Hannu & Perkkiö, Juha & Vierinen Kari: Insinöörin (AMK) Fysiikka osaa II, s. 358. 7. painos. Saarijärven OFFSET Oy. ISBN 978-9525191-19-6.
  9. a b c Aspholm, Suvi & Hirvonen, Heikki & Hongisto, Jukka & Lavonen, Jari & Penttilä, Anu & Saari, Heikki & Viiri, Jouni & Sanoma Pro Oy: Aine ja energia Kemian tietokirja, s. 104-105 8.-16. painos, Sanoma Pro, 2013. ISBN 978-952-63-0972-9.
  10. Raymond Chang, Chemistry, 8. painos. McGraw Hill Higher Education. ISBN: 0-07-111317-7.
  11. a b c Lampiselkä, Jarkko & Sorjonen, Tuula & Vakkilainen, Kirsi-Maria & Aroluoma, Irma & Kanerva, Kaarina & Karkela, Lea & Mäkelä, Reijo: Kemisti 2 Kemian mikromaailma, s. 55-58. 1.-2. painos. WSOYpro Oy, 2009. ISBN 978-951-0-28755-2.