中3化学【イオンとは】

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1.原子の構造

■原子
物質を構成する最小の粒子。
→【原子と分子】←を参照。

 

原子は↓のような構造をしています。

 

中心には原子核があり、その中に陽子・中性子があります。

原子核のまわりを電子がまわっています。

 

以上をまとめておきます。

陽子 ・・・+の電気を帯びた粒。

中性子・・・+でも-でもない(電気を帯びていない)粒。

原子核・・・なかに陽子があるので+の電気を帯びている。

電子 ・・・-の電気を帯びた粒。

※陽子の数によって原子の種類が異なる。

 

 

原子では必ず「陽子の数=電子の数」が成り立っています。

これを電気的に中性であるといいます。

 

POINT!!

原子では必ず

「陽子(+)の数=電子の数(-)」

となっており、

全体として + でも - でもない

 

2.イオン

■イオン

原子が電子を得たり、失ったりして電気を帯びたもの。

 

 

原子が電子を得たり、失ったりすると

「陽子の数(+)=電子の数(-)」となっていたバランスが崩れます。

 

 

このように、原子が + や - にバランスを崩してしまったものをイオンといいます。

 

 

 

原子が電子を失った場合

原子では「陽子の数=電子の数」が成り立っています。

原子が電子を1つ失ったとしましょう。

すると陽子の数(+)>電子の数(-)となります。

よって+にかたよります。

 

つまり電子を失うと+の電気を帯びることになります。

このように+の電気を帯びた粒を陽イオンといいます。

電子を1つ失う

→ 1つ分の+の電気を帯びる

→ これを「1価の陽イオン」と呼びます。

 

電子を2つ失う

→ 2つ分の+の電気を帯びる

→ これを「2価の陽イオン」といいます。

 

 

↓の図は陽イオンのできかたのモデル図です。

 

 

原子が電子を得た場合

原子が電子を1つ得たとしましょう。

すると陽子の数(+)<電子の数(-)となります。

-にかたよってしまいます。

 

すなわち、電子を得ると-の電気を帯びることになるのです。

このように-の電気を帯びた粒を陰イオンといいます。

電子を1つ得る

→ 1つ分の-の電気を帯びる

→ このイオンを「1価の陰イオン」と呼びます。

 

電子を2つ得る

→ 2つ分の-の電気を帯びる

→ このイオンを「2価の陰イオン」といいます。

 

↓の図は陰イオンのできかたのモデル図です。

 

■陽イオン
原子が電子を失ってできる。+の電気を帯びたもの。

 

 

■陰イオン
原子が電子を得てできる。-の電気を帯びたもの。

 

 

■価数
どれだけ電子を得たか。あるいは失ったか。

例)アルミニウムイオンは3価の陽イオンである、という文章は・・・

「アルミニウムイオン」は「アルミニウム原子」が電子を3個失ってできたイオン。

3個分の+の電気を帯びている、ということです。

 

 

 

3.イオン式

どの原子が「▲個の電子を失って○価の陽イオン」になるのか、

どの原子が「◆個の電子を得て△価の陰イオン」になるのかは決まっています。

 

 

例えば「銅原子」は「電子を2個失って2価の陽イオンになる」と決まっています。

このイオンを銅イオンと呼ぶわけです。

イオンを表すには、元素記号に手を加えます。

 

例)銅原子の元素記号は Cu → 銅イオンは Cu2 と表す。

 

右上の「2」が価数を表します。

そのうしろに「+」がついているので陽イオンであることを表します。

 

イオンを表すときは、元素記号の右上に「価数」と「+または-」をつけます。

このようにしてイオンを表した記号を、イオン式といいます。

 

※中には複数の原子が集まってイオンになるものもあります。

 

 

主なイオン式

まずは元素記号を覚えておくこと。

その上で、右上に何を付け足すのかを覚えましょう。

 

*の印がついているものはあまりテストに出ません。

必要があれば覚えましょう。

 

POINT!!

・陽イオンは「原子が電子を失った」もの。

・陰イオンは「原子が電子を得た」もの。

・イオン式を覚えよう。

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