आयन

एक आयन शुद्ध विद्युत आवेश वाला एक परमाणु या अणु है।

एक इलेक्ट्रॉन का आवेश परिपाटी द्वारा ऋणात्मक माना जाता है तथा यह आवेश एक प्रोटॉन के आवेश के समान एवं विपरीत होता है, जिसे परिपाटी द्वारा धनात्मक माना जाता है। एक आयन का शुद्ध आवेश शून्य नहीं होता है क्योंकि उसके इलेक्ट्रान की कुल संख्या उसके प्रोटोन की कुल संख्या के असमान होती है।

एक धनायन धनावेशित आयन होता है जिसमें प्रोटॉन की तुलना में इलेक्ट्रॉन कम होते हैं जबकि एक ऋणायन ऋणावेशित आयन होता है जिसमें प्रोटॉन की तुलना में इलेक्ट्रॉनों अधिक होते हैं। विपरीत विद्युत आवेश स्थिर वैद्युत बल द्वारा एक दुसरे की ओर आकर्षित होते हैं, इसलिए धनायन तथा ऋणायन एक दूसरे को आकर्षित करते हैं तथा आसानी से आयनिक यौगिक बनाते हैं।

केवल एक परमाणु वाले आयनों को परमाणु या एक परमाणुक आयन कहा जाता है, जबकि दो या दो से अधिक परमाणु आणविक आयन या बहुपरमाणुक आयन बनाते हैं। एक द्रव (गैस या तरल) में भौतिक आयनीकरण की परिस्थिति में, "आयन जोड़े" स्वतः अणु टकराव द्वारा बनते हैं, तथा जहां प्रत्येक उत्पन्न जोड़ी में एक मुक्त इलेक्ट्रॉन तथा एक धनात्मक आयन होता है। आयनों की रचना रासायनिक अंतःक्रियाओं द्वारा भी की जाती है जैसे द्रवों में नमक के विघटन द्वारा, या दुसरे माध्यमों से, जैसे एक चालक विलयन में दिष्‍ट धारा को प्रवाहित करके या आयनीकरण द्वारा ऋणायन को भंग करके।

खोज का इतिहास

आयन शब्द यूनानी शब्द आयीएनाइ (यूनानी रूप: ἰέναι) के नपुंसक लिंगीय वर्तमान कालिक विशेषण से निर्मित हुआ शब्द है जिसका अर्थ होता है "चल देना"। कैटायन (धनायन) का अर्थ होता है "कोई ऐसी वस्तु जो नीचे जाती हो" (यूनानी रूप: κάτω जिसका उच्चारण काटो' तथा अर्थ 'नीचे ' होता है) तथा एनायन (ऋणायन) का अर्थ होता है "कोई ऐसी वस्तु जो ऊपर जाती हो" (यूनानी रूप: ano ἄνω जिसका अर्थ ऊपर ' होता है)। ऐसा इसलिए कहते हैं क्यूंकि आयन विपरीत आवेश के इलेक्ट्रोड की दिशा में चलते हैं। इस शब्द का प्रयोग अंग्रेज़ भौतिक एवं रसायन शास्त्री माइकल फैराडे द्वारा १८३४ में (अंग्रेज़ बहुज्ञ विलियम व्हीवेल के एक सुझाव के उपरान्त), तत्कालीन अज्ञात, एक ऐसी प्रजाति के लिए किया गया जो किसी तरल माध्यम में एक इलेक्ट्रोड से दुसरे इलेक्ट्रोड की दिशा में चलती है। फैराडे को इन प्रजातियों के गुणों का पता नहीं था, लेकिन वह जानते थे कि चूंकि धातुएं एक इलेक्ट्रोड पर विघटित हो कर विलयन में प्रवेश करती हैं तथा दूसरे इलेक्ट्रोड पर विलयन से नई धातु निकलती है; इसलिए किसी प्रकार का पदार्थ विलयन में एक धारा में द्रवित हुआ है। यह पदार्थ को एक स्थान से दूसरे स्थान तक पहुँचाता है। फैराडे के साथ पत्राचार में, व्हीवेल ने एनोड (धनाग्र) तथा कैथोड (ऋणाग्र) शब्दों कि रचना की, साथ ही क्रमशः इनकी ओर आकर्षित होने वाले आयनों, एनायन (ऋणायन) एवं कैटायन (धनायन) शब्दों कि भी रचना की।

स्वान्ते अरहेनियस ने अपने 1884 के शोध प्रबंध में इस तथ्य की व्याख्या की कि ठोस क्रिस्टलीय लवण विघटित होने पर युग्मित आवेशित कणों में वियोजित हो जाते हैं। इसके लिए उन्हें १९०३ में रसायन विज्ञान के नोबेल पुरस्कार से सम्मानित किया गया। अरहेनियस की व्याख्या यह थी कि एक घोल बनाने में लवण, फैराडे द्वारा आविष्कारित आयनों में अलग हो जाता है अतः उन्होंने प्रस्तावित किया कि आयन विद्युत प्रवाह की अनुपस्थिति में भी बनते हैं।

लक्षण

आयन अपनी गैस जैसी अवस्था में अत्यधिक प्रतिक्रियाशील होते हैं तथा तीव्रता से विपरीत आवेश वाले आयनों के साथ मिलकर उदासीन अणु या आयनिक लवण देते हैं। आयन तरल या ठोस अवस्था में भी उत्पन्न होते हैं जब लवण विलायकों (उदाहरण के लिए, जल) के साथ अन्तःक्रिया करके विलायकयोजित आयनों का निर्माण करते हैं जो कि आयनों की द्रवों से अन्तःक्रिया करने के लिए एक दुसरे से दूर जाने से होने वाले ऊर्जा एवं परिक्षय (एन्ट्रॉपी) में परिवर्तनों के मिलाप से उत्पन्न होने वाले कारणों से अधिक स्थिर होते हैं। ये स्थिर प्रजातियां साधारणतः पर्यावरण में कम तापमान पर पाई जाती हैं। एक सामान्य उदाहरण समुद्री जल में मौजूद आयन हैं, जो घुले हुए लवणों से प्राप्त होते हैं।

आवेशित वस्तुओं के रूप में, आयन विपरीत विद्युत आवेशों (धनात्मक से ऋणात्मक, तथा इसके विपरीत) की ओर आकर्षित होते हैं तथा समान आवेशों द्वारा प्रतिकर्षित होते हैं। जब वे चलते हैं, तो उनके प्रक्षेपवक्र को चुंबकीय क्षेत्र द्वारा विक्षेपित किया जा सकता है।

इलेक्ट्रॉनों के छोटे द्रव्यमान अतः इस कारणवश पदार्थ तरंगों के रूप में बड़े स्थान-भरने वाले गुणों के कारण वे परमाणुओं तथा अणुओं के आकार को निर्धारित करते हैं जिनमें एक भी इलेक्ट्रॉन होता है। इस प्रकार, आयन (नकारात्मक रूप से आवेशित आयन) मूल अणु या परमाणु से बड़े होते हैं, क्योंकि अतिरिक्त इलेक्ट्रॉन एक दूसरे को प्रतिकर्षित करते हैं तथा आयन के भौतिक आकार में जुड़ जाते हैं, अतः इसका आकार इसके इलेक्ट्रॉन अभ्र द्वारा निर्धारित किया जाता है। इलेक्ट्रॉन अभ्र के छोटे आकार के कारण धनायन संबंधित मूल परमाणु या अणु से छोटे होते हैं। एक धनायन (हाइड्रोजन का) में कोई इलेक्ट्रॉन नहीं होता है तथा इस प्रकार यह एक एकल प्रोटॉन होता है जो मूल हाइड्रोजन परमाणु से बहुत छोटा होता है।

ऋणायन तथा धनायन

हाइड्रोजन परमाणु (केंद्र) में एक प्रोटॉन तथा एक इलेक्ट्रॉन होता है। इलेक्ट्रॉन को हटाने से एक धनायन (बाएं) मिलता है, जबकि एक इलेक्ट्रॉन के जुड़ने से एक आयन (दाएं) मिलता है। हाइड्रोजन आयन, अपने ढीले-ढाले दो-इलेक्ट्रॉन बादल के साथ, उदासीन परमाणु की तुलना में एक बड़ा त्रिज्या है, जो बदले में धनायन के नंगे प्रोटॉन से बहुत बड़ा है। हाइड्रोजन एकमात्र आवेश बनाता है-+1 धनायन जिसमें कोई इलेक्ट्रॉन नहीं होता है, लेकिन यहां तक ​​कि ऐसे धनायन जो (हाइड्रोजन के विपरीत) एक या अधिक इलेक्ट्रॉनों को बनाए रखते हैं, वे अभी भी उदासीन परमाणुओं या अणुओं से छोटे होते हैं जिनसे वे व्युत्पन्न होते हैं।

चूँकि एक प्रोटॉन पर विद्युत आवेश एक इलेक्ट्रॉन पर आवेश के परिमाण के बराबर होता है अतः एक आयन पर शुद्ध विद्युत आवेश आयन में प्रोटॉनों तथा इलेक्ट्रॉनों की संख्या में अंतर के बराबर होता है।

एक एनायन (ऋणायन) (−) (/ˈænˌaɪ.ən/ एन-आई-एन, ग्रीक शब्द ἄνω (एनो) से, जिसका अर्थ है "ऊपर" ) प्रोटॉन की तुलना में अधिक इलेक्ट्रॉनों वाला एक आयन है, जो इसे एक शुद्ध ऋणात्मक आवेश देता है (चूंकि इलेक्ट्रॉन ऋणात्मक रूप से आवेशित होते हैं तथा प्रोटॉन धनात्मक रूप से आवेशित होते हैं)।

एक कैटायन (धनायन) (+) (/ˈkætˌaɪ.ən/ कैट-आई-एन, ग्रीक शब्द κάτω (काटो) से, जिसका अर्थ है "नीचे") प्रोटॉन की तुलना में कम इलेक्ट्रॉनों वाला एक आयन है, जो इसे धनात्मक आवेश देता है।

बहु आवेशी आयनों के लिए अतिरिक्त नामों का उपयोग किया जाता है। उदाहरण के लिए, -२ आवेश वाले आयन को द्विऋणायन कहते हैं तथा +२ आवेश वाले आयन को द्विधानायन कहते हैं। एक ज़्वीटेरायन अणु के अंदर ही विभिन्न स्थानों पर धनात्मक एवं ऋणात्मक आवेशों वाला एक उदासीन अणु होता है।

धनायन तथा ऋणायन को उनके आयनिक त्रिज्या द्वारा मापा जाता है तथा वे सापेक्ष आकार में भिन्न होते हैं: धनायन छोटे होते हैं, उनमें से अधिकांश की त्रिज्या 10⁻¹⁰ मी (10⁻⁸ सेमी) से कम होती है। लेकिन अधिकांश ऋणायन बड़े होते हैं, जैसा कि पृथ्वी का सबसे साधारण ऋणायन, ऑक्सीजन है। इस तथ्य द्वारा यह स्पष्ट है कि एक क्रिस्टल में सर्वाधिक स्थान ऋणायन द्वारा अभिगृहीत होता है तथा धनायन उनके मध्य उपलब्ध रिक्त स्थानों को ग्रहण कर लेते हैं।

धनायन तथा ऋणायन (उन आयनों के लिए जो विद्युत् अपघटन के समय, क्रमशः धनाग्र तथा ऋणाग्र कि ओर चलते हैं) शब्दों को माइकल फैराडे ने सन्न १८३४ में विलियम व्हीवेल से परामर्श के उपरान्त प्रस्तावित किया था।

प्राकृतिक घटनाएं

Further information: List of oxidation states of the elements

आयन प्रकृति में सर्वव्यापी हैं तथा सूर्य की चमक से लेकर पृथ्वी के आयनमंडल के अस्तित्व तक विविध घटनाओं के लिए जिम्मेदार हैं। अपने आयनिक अवस्था में परमाणुओं का रंग उदासीन परमाणुओं से भिन्न हो सकता है, तथा इस प्रकार धातु आयनों द्वारा प्रकाश अवशोषण रत्नों का रंग देता है। अकार्बनिक तथा कार्बनिक रसायन विज्ञान (जैव रसायन सहित) दोनों में, पानी तथा आयनों की परस्पर क्रिया अत्यंत महत्वपूर्ण है; एक उदाहरण ऊर्जा है जो एडेनोसाइन ट्रायफ़ोस्फेट (ATP) के विघटन को संचालित करती है।निम्नलिखित खंड उन संदर्भों का वर्णन करते हैं जिनमें आयन प्रमुख रूप से प्रदर्शित होते हैं; ये खगोलीय से सूक्ष्म तक भौतिक लंबाई-पैमाने के घटते हुए क्रम में व्यवस्थित हैं।

संबंधित प्रौद्योगिकी

आयनों को विभिन्न आयन स्रोतों का उपयोग करके गैर-रासायनिक रूप से तैयार किया जा सकता है, जिसमें साधारणतः उच्च वोल्टता या तापमान संलिप्त होते हैं। इनका उपयोग द्रव्यमान स्पेक्ट्रममापी, प्रकाशीय उत्सर्जन स्पेक्ट्रममापी, कण त्वरक, आयन आरोपकों तथा आयन इंजन जैसे कई उपकरणों में किया जाता है।

प्रतिक्रियाशील आवेशित कणों के रूप में, उनका उपयोग वायु स्वच्छीकरण में रोगाणुओं को बाधित करके, तथा घरेलू वस्तुओं जैसे धूम्र संसूचकों (स्मोक डिटेक्टर) में भी किया जाता है।

चूंकि जीवों में संकेतन तथा चयापचय कोशिका झिल्ली में एक सटीक आयनिक ढाल द्वारा नियंत्रित होते हैं, इस ढाल का विघटन कोशिका की मृत्यु में अंशदान करती है। यह प्राकृतिक तथा कृत्रिम जीवनाशियों द्वारा शोषित एक सामान्य तंत्र है, जिसमें ग्रेमिसिडिन तथा एम्फोटेरिसिन (एक कवकनाशी) सम्मिलित हैं।

अकार्बनिक भंग आयन कुल घुलित ठोस का एक घटक है, जो पानी की गुणवत्ता का एक व्यापक रूप से जाना जाने वाला संकेतक है।

आयनकारी विकिरण का संसूचन

आयनों के बहाव को दर्शाने वाले आयन कक्ष का आरेख। इलेक्ट्रॉन अपने बहुत छोटे द्रव्यमान के कारण धनात्मक आयनों की तुलना में तेजी से बहाव करते हैं।

दो इलेक्ट्रोड के बीच हिमस्खलन प्रभाव। मूल आयनीकरण घटना एक इलेक्ट्रॉन को मुक्त करती है, तथा प्रत्येक बाद की टक्कर एक तथा इलेक्ट्रॉन को मुक्त करती है, इसलिए प्रत्येक टकराव से दो इलेक्ट्रॉन निकलते हैं: आयनकारी इलेक्ट्रॉन तथा मुक्त इलेक्ट्रॉन।

गैस पर विकिरण के आयनकारी प्रभाव का व्यापक रूप से अल्फा, बीटा, गामा किरण तथा एक्स-रे जैसे विकिरण का पता लगाने के लिए उपयोग किया जाता है। इन उपकरणों में मूल आयनीकरण घटना के परिणामस्वरूप एक घनात्मक आयन तथा एक मुक्त इलेक्ट्रॉन आयन की जोड़ी का निर्माण होता है जो कि गैस के अणुओं पर विकिरण द्वारा आयन प्रभाव के कारण उत्पन्न होता है। आयनीकरण कक्ष इन डिटेक्टरों में सबसे सरल है, तथा विद्युत क्षेत्र के अनुप्रयोग के माध्यम से गैस के भीतर प्रत्यक्ष आयनीकरण द्वारा बनाए गए सभी आवेशों को एकत्र करता है।

गीजर-मुलर ट्यूब तथा आनुपातिक काउंटर दोनों टाउनसेन्ड अवधाव नामक एक परिघटना का उपयोग करते हैं जिसके अंतर्गत एक सोपानी प्रभाव के द्वारा, जिसमें मुक्त एलेक्ट्रॉनों को विद्युत् क्षेत्र द्वारा पर्याप्त ऊर्जा देकर आयन संघात के प्रभाव से और अधिक एलेक्ट्रॉनों को मुक्त करके, मूलभूत आयनीकरण के प्रभाव में वृद्धि करते हैं।

रसायन विज्ञान

आवेशित अवस्था को इंगित करना

लोहे के परमाणु (Fe) के लिए समतुल्य संकेतन जिसने दो इलेक्ट्रॉनों को खो दिया, जिसे लौह कहा जाता है।

किसी आयन का रासायनिक सूत्र लिखते समय उसका शुद्ध आवेश अणु/परमाणु की रासायनिक संरचना के ठीक बाद अधिलेख में लिखा जाता है। शुद्ध आवेश को चिन्ह से पहले परिमाण के साथ लिखा जाता है; अर्थात्, एक दोगुने आवेशित धनायन को '+2' के स्थान पर '2+' के रूप में दर्शाया जाता है। तथापि, एकल आवेशित अणुओं/परमाणुओं के लिए आवेश के परिमाण को छोड़ दिया जाता है; उदाहरण के लिए, सोडियम धनायन को Na⁺ के रूप में दर्शाया जाता है न कि Na¹⁺ के रूप में।

एक अणु/परमाणु को कई आवेशों के साथ दिखाने का एक वैकल्पिक (तथा स्वीकार्य) तरीका कई बार संकेतों को चित्रित करना है, जैसा कि प्राय: संक्रमण धातुओं के साथ देखा जाता है। रसानज्ञ कभी-कभी चिन्ह पर एक गोला बना देते हैं; यह केवल सजावटी होता है तथा रासायनिक अर्थ को नहीं बदलता है। इस प्रकार Fe²⁺, Fe⁺⁺, तथा Fe^⊕⊕ यह तीनों प्रतिनिधित्व, जैसा कि चित्र में दिखाया गया है, समतुल्य हैं।

यूरेनिल आयन के लिए मिश्रित रोमन अंक तथा चार्ज नोटेशन। धातु के ऑक्सीकरण राज्य को सुपरस्क्रिप्टेड रोमन अंकों के रूप में दिखाया गया है, जबकि पूरे परिसर का चार्ज कोण के प्रतीक के साथ-साथ शुद्ध चार्ज के परिमाण तथा चिह्न के साथ दिखाया गया है।

एकपरमाणुक आयनों को कभी-कभी रोमन अंकों के साथ भी दर्शाया जाता है, विशेष रूप से स्पेक्ट्रोमिती में; उदाहरण के लिए, ऊपर देखे गए उदाहरण में Fe²⁺ को Fe(II) या Fe^II के रूप में उल्लिखित किया जाता हैै। रोमन अंक एक तत्व की औपचारिक ऑक्सीकरण अवस्था को दर्शाता है, जबकि अधिलेखित भारतीय अरब संख्यांक शुद्ध आवेश को दर्शाते हैं। इसलिए, दोनों संकेतन एकपरमाणुक आयनों के लिए विनिमेय हैं, लेकिन रोमन अंकों को बहुपरमाणु आयनों पर लागू नहीं किया जा सकता है। तथापि, एक धातु केंद्र के लिए एक बहुपरमाणु संकर के लिए इन दोनों संकेतनों को मिश्रित करना संभव है, जैसा कि यूरेनिल आयन उदाहरण द्वारा दिखाया गया है।

उपवर्ग

यदि किसी आयन में अयुग्मित इलेक्ट्रॉन होते हैं, तो इसे एक मूलक आयन कहा जाता है। अनावेशित मूलकों की तरह, मूलक आयन बहुत प्रतिक्रियाशील होते हैं। ऑक्सीजन युक्त पॉलीऐटोमिक आयन, जैसे कार्बोनेट तथा सल्फेट, ऑक्सीऋणायन कहलाते हैं। आणविक आयन जिनमें कम से कम एक कार्बन से हाइड्रोजन बंध होता है, कार्बनिक आयन कहलाते हैं। यदि कार्बनिक आयन में आवेश औपचारिक रूप से कार्बन पर केंद्रित होता है, तो इसे कार्बधनायन (यदि धनात्मक रूप से चार्ज किया जाता है) या कार्बऋणायन (यदि ऋणात्मक रूप से चार्ज किया जाता है) कहा जाता है।

निर्माण

एकपरमाण्विक आयनों का निर्माण

एकपरमाण्विक आयन एक परमाणु में संयोजकता कोश (सबसे बाहरी इलेक्ट्रॉन शेल) में इलेक्ट्रॉनों कि लाभ या हानि से बनते हैं। एक परमाणु के भीतरी कक्ष इलेक्ट्रॉनों से भरे होते हैं जो धनात्मक रूप से आवेशित परमाणु नाभिक से कसकर बंधे होते हैं, तथा इसलिए इस तरह की रासायनिक अंतःक्रिया में भाग नहीं लेते हैं। किसी उदासीन परमाणु या अणु से इलेक्ट्रॉन ग्रहण करने या खोने की प्रक्रिया को आयनन कहते हैं।

परमाणुओं को विकिरण के साथ बमबारी द्वारा आयनित किया जा सकता है, लेकिन रसायन विज्ञान में आयनीकरण की अधिक सामान्य प्रक्रिया परमाणुओं या अणुओं के बीच इलेक्ट्रॉनों का स्थानांतरण है। यह स्थानांतरण सामान्यतः स्थिर (संवृत कोश) इलेक्ट्रॉनी विन्यास प्राप्त करने से प्रेरित होता है। परमाणु इलेक्ट्रॉनों को प्राप्त करेंगे या खो देंगे, इस पर निर्भर करता है कि किस क्रिया में सबसे कम ऊर्जा लगती है।

उदाहरण के लिए, एक सोडियम परमाणु, Na, के संयोजकता कोश में एक एकल इलेक्ट्रॉन होता है, जो 2 तथा 8 इलेक्ट्रॉनों के 2 स्थिर भरे हुए आंतरिक कोश को घेरे होता है। क्योंकि ये भरे हुए कोश बहुत स्थिर होते हैं, एक सोडियम परमाणु अपने अतिरिक्त इलेक्ट्रॉन को खो देता है तथा इस स्थिर विन्यास को प्राप्त कर लेता है, इस प्रक्रिया में सोडियम धनायन बन जाता है।

${\ce {Na -> Na+ + e-}}$

दूसरी ओर, एक क्लोरीन परमाणु, Cl, के संयोजकता कोश में 7 इलेक्ट्रॉन होते हैं, जो कि 8 इलेक्ट्रॉनों से भरे स्थिर कोश से एक कम है। इस प्रकार, एक क्लोरीन परमाणु एक अतिरिक्त इलेक्ट्रॉन प्राप्त करता है तथा एक स्थिर 8-इलेक्ट्रॉन विन्यास प्राप्त करता है, इस प्रक्रिया में क्लोराइड ऋणायन बन जाता है:

${\ce {Cl + e- -> Cl-}}$

यह प्रेरक शक्ति है जो सोडियम तथा क्लोरीन को एक रासायनिक प्रतिक्रिया से गुजरने का कारण बनती है, जिसमें अतिरिक्त इलेक्ट्रॉन को सोडियम से क्लोरीन में स्थानांतरित किया जाता है, जिससे सोडियम धनायन तथा क्लोराइड ऋणायन बनते हैं। विपरीत रूप से आवेशित होने के कारण, ये धनायन तथा ऋणायन आयोनिक बंध बनाते हैं तथा सोडियम क्लोराइड, NaCl बनाने के लिए संयोजित होते हैं, जिसे आमतौर पर टेबल सॉल्ट के रूप में जाना जाता है।

${\ce {Na+ + Cl- -> NaCl}}$

बहुपरमाणुक तथा आणविक आयनों का निर्माण

नाइट्रेट आयन का विद्युत विभव मानचित्र (2NO−3) 3-आयामी खोल एकल मनमानी समविभव का प्रतिनिधित्व करता है।

बहुपरमाणुक तथा आणविक आयन अक्सर एक प्रोटॉन जैसे मौलिक आयनों के प्राप्त या खोने से बनते हैं, H⁺, उदासीन अणुओं में। उदाहरण के लिए, जब अमोनिया , NH₃, एक प्रोटॉन स्वीकार करता है, H⁺—एक प्रक्रिया जिसे प्रोटोनेशन कहा जाता है—यह अमोनियम आयन बनाती है, NH+4. अमोनिया तथा अमोनियम में अनिवार्य रूप से एक ही इलेक्ट्रॉन विन्यास में इलेक्ट्रॉनों की संख्या समान होती है, लेकिन अमोनियम में एक अतिरिक्त प्रोटॉन होता है जो इसे शुद्ध सकारात्मक चार्ज देता है।

आयन बनाने के लिए अमोनिया एक सकारात्मक चार्ज हासिल करने के लिए एक इलेक्ट्रॉन भी खो सकता है NH+3. हालांकि, यह आयन अस्थिर है, क्योंकि इसमें नाइट्रोजन परमाणु के चारों ओर एक अधूरा वैलेंस इलेक्ट्रॉन होता है, जिससे यह एक बहुत ही प्रतिक्रियाशील मूलक (रसायन विज्ञान) आयन बन जाता है।

कट्टरपंथी आयनों की अस्थिरता के कारण, बहुपरमाणुक तथा आणविक आयन आमतौर पर मौलिक आयनों को प्राप्त करने या खोने से बनते हैं जैसे कि H⁺, इलेक्ट्रॉनों को प्राप्त करने या खोने के बजाय। यह अणु को विद्युत आवेश प्राप्त करते समय अपने स्थिर इलेक्ट्रॉनिक विन्यास को संरक्षित करने की अनुमति देता है।

आयनीकरण क्षमता

Main article: Ionization potential

कम शुद्ध विद्युत आवेश वाली गैस के परमाणु या अणु से अपनी न्यूनतम ऊर्जा अवस्था में एक इलेक्ट्रॉन को अलग करने के लिए आवश्यक ऊर्जा को आयनीकरण क्षमता या आयनीकरण ऊर्जा कहा जाता है। किसी परमाणु की nवीं आयनन ऊर्जा वह ऊर्जा है जो उसके nवें इलेक्ट्रॉन को पहले के बाद अलग करने के लिए आवश्यक होती है n − 1 इलेक्ट्रॉनों को पहले ही अलग कर दिया गया है।

प्रत्येक क्रमिक आयनीकरण ऊर्जा पिछले की तुलना में स्पष्ट रूप से अधिक है। विशेष रूप से महान वृद्धि तब होती है जब किसी दिए गए परमाणु कक्षा के ब्लॉक इलेक्ट्रॉनों से समाप्त हो जाते हैं। इस कारण से, आयन उन तरीकों से बनते हैं जो उन्हें पूर्ण कक्षीय ब्लॉक के साथ छोड़ देते हैं। उदाहरण के लिए, सोडियम के सबसे बाहरी कोश में एक संयोजकता इलेक्ट्रॉन होता है, इसलिए आयनित रूप में यह आमतौर पर एक खोए हुए इलेक्ट्रॉन के साथ पाया जाता है, जैसे Na⁺. आवर्त सारणी के दूसरी ओर, क्लोरीन में सात वैलेंस इलेक्ट्रॉन होते हैं, इसलिए आयनित रूप में यह आमतौर पर एक प्राप्त इलेक्ट्रॉन के साथ पाया जाता है, जैसे Cl⁻. सीज़ियम में सभी तत्वों की सबसे कम मापी गई आयनीकरण ऊर्जा होती है तथा हीलियम में सबसे बड़ी होती है। सामान्य तौर पर, धातुओं की आयनीकरण ऊर्जा अधातुओं की आयनीकरण ऊर्जा की तुलना में बहुत कम होती है, यही कारण है कि, सामान्य तौर पर, धातुएँ सकारात्मक रूप से आवेशित आयन बनाने के लिए इलेक्ट्रॉनों को खो देंगी तथा अधातुओं को ऋणात्मक रूप से आवेशित आयन बनाने के लिए इलेक्ट्रॉन प्राप्त होंगे।

आयनिक बंधन

Main article: Ionic bond

आयनिक बंधन एक प्रकार का रासायनिक बंध न है जो विपरीत आवेशित आयनों के पारस्परिक आकर्षण से उत्पन्न होता है। समान आवेश वाले आयन एक दूसरे को प्रतिकर्षित करते हैं तथा विपरीत आवेश वाले आयन एक दूसरे को आकर्षित करते हैं। इसलिए, आयन आमतौर पर अपने आप मौजूद नहीं होते हैं, लेकिन क्रिस्टल लैटिस बनाने के लिए विपरीत चार्ज के आयनों से बंधे होंगे। परिणामी यौगिक को आयनिक यौगिक कहा जाता है, तथा कहा जाता है कि यह आयनिक बंध द्वारा एक साथ बंधा रहता है। आयनिक यौगिकों में आयन पड़ोसियों के बीच विशिष्ट दूरी उत्पन्न होती है जिससे स्थानिक विस्तार तथा व्यक्तिगत आयनों की आयनिक त्रिज्या प्राप्त की जा सकती है।

सबसे आम प्रकार का आयनिक बंधन धातुओं तथा अधातुओं के यौगिकों में देखा जाता है (उत्कृष्ट गैसों को छोड़कर, जो शायद ही कभी रासायनिक यौगिक बनाते हैं)। धातुओं को स्थिर, बंद-खोल इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन से अधिक इलेक्ट्रॉनों की एक छोटी संख्या होने की विशेषता है। इस प्रकार, स्थिर विन्यास प्राप्त करने के लिए उनमें इन अतिरिक्त इलेक्ट्रॉनों को खोने की प्रवृत्ति होती है। इस संपत्ति को विद्युत धनात्मकता के रूप में जाना जाता है। दूसरी ओर, गैर-धातुओं को एक स्थिर विन्यास से कुछ ही इलेक्ट्रॉनों के एक इलेक्ट्रॉन विन्यास की विशेषता होती है। जैसे, उनके पास एक स्थिर विन्यास प्राप्त करने के लिए अधिक इलेक्ट्रॉन प्राप्त करने की प्रवृत्ति होती है। इस प्रवृत्ति को विद्युत वैद्युतीयऋणात्मकता के रूप में जाना जाता है। जब एक अत्यधिक विद्युत धनात्मक धातु को अत्यधिक विद्युत ऋणात्मक अधातु के साथ जोड़ा जाता है, तो धातु परमाणुओं से अतिरिक्त इलेक्ट्रॉनों को इलेक्ट्रॉन-कमी वाले अधातु परमाणुओं में स्थानांतरित कर दिया जाता है। यह प्रतिक्रिया धातु के पिंजरों तथा अधातु आयनों का उत्पादन करती है, जो एक दूसरे के प्रति आकर्षित होकर एक लवण (रसायन विज्ञान) बनाते हैं।

आम आयन

Common cations Common name Formula Historic name Monatomic cations Aluminium Al3+ Barium Ba2+ Beryllium Be2+ Calcium Ca2+ Chromium(III) Cr3+ Copper(I) Cu+ cuprous Copper(II) Cu2+ cupric Gold(I) Au+ aurous Gold(III) Au3+ auric Hydrogen H+ Iron(II) Fe2+ ferrous Iron(III) Fe3+ ferric Lead(II) Pb2+ plumbous Lead(IV) Pb4+ plumbic Lithium Li+ Magnesium Mg2+ Manganese(II) Mn2+ manganous Manganese(III) Mn3+ manganic Manganese(IV) Mn4+ Mercury(II) Hg2+ mercuric Potassium K+ kalic Silver Ag+ argentous Sodium Na+ natric Strontium Sr2+ Tin(II) Sn2+ stannous Tin(IV) Sn4+ stannic Zinc Zn2+ Polyatomic cations Ammonium NH+4 Hydronium H3O+ Mercury(I) Hg2+2 mercurous

Common anions Formal name Formula Alt. name Monatomic anions Azide N−3 Bromide Br− Carbide C− Chloride Cl− Fluoride F− Hydride H− Iodide I− Nitride N3− Phosphide P3− Oxide O2− Sulfide S2− Selenide Se2− Oxoanions (Polyatomic ions) Carbonate CO2−3 Chlorate ClO−3 Chromate CrO2−4 Dichromate Cr2O2−7 Dihydrogen phosphate H2PO−4 Hydrogen carbonate HCO−3 bicarbonate Hydrogen sulfate HSO−4 bisulfate Hydrogen sulfite HSO−3 bisulfite Hydroxide OH− Hypochlorite ClO− Monohydrogen phosphate HPO2−4 Nitrate NO−3 Nitrite NO−2 Perchlorate ClO−4 Permanganate MnO−4 Peroxide O2−2 Phosphate PO3−4 Sulfate SO2−4 Sulfite SO2−3 Superoxide O−2 Thiosulfate S2O2−3 Silicate SiO4−4