Negatiivse laenguga ioonide mõju inimkehale. Negatiivsed ioonid

Negatiivsed ioonid. Kasu tervisele

Negatiivsed ioonid on hapnikuaatomid, mille väliskestas on lisaelektron. Need aatomid tekivad looduses vee, õhu, päikesevalguse ja Maa loodusliku kiirguse mõjul.

Negatiivselt laetud ioonid on kõige levinumad looduskeskkonnas ja eriti liikuva vee läheduses või pärast äikest. Seda õhku on tunda rannas, kose lähedal või pärast meretormi.

Tore oleks leida viis ioniseeritud õhu hoidmiseks magamistoas, elutoas, köögis või kontoris.

Mida teevad negatiivselt laetud ioonid?

Piisavalt kõrgetes kontsentratsioonides puhastavad negatiivsed ioonid õhu hallitusseente eostest, õietolmust, lemmikloomade karvadest, lõhnadest, sigaretisuitsust, bakteritest, viirustest, tolmust ja muudest õhus levivatest kahjulikest osakestest.

Nad teevad seda kinnitudes nende ainete positiivselt laetud osakestele. Mikroobid, hallitus, õietolm ja muud allergeenid muutuvad piisavalt raskeks, et jääda õhku. Nad kukuvad põrandale või kinnituvad lähedalasuvale pinnale. Nii eemaldatakse õhust kahjulikud elemendid ning kaovad hingamis- ja terviseprobleemid.

Kahjuks on meie kodud ja töökohad tavaliselt looduslikust keskkonnast eraldatud. Isegi avatud akendega, saastatud õhust eemal mürarikkas linnas on negatiivsete ioonide kontsentratsioon õhus vaid kümnendik looduses, keskkonnas leiduvast. Ja kui lisada siia need, mis toodavad positiivseid ioone – konditsioneerid, elektriseadmed, televiisorid, pesukuivatid ning isegi vaip ja polster, siis tuleb täiesti ilmselgeks ioniseeritud õhu puudumine, mida keha nii väga vajab.

Kuidas ionisaatorid töötavad?

Meil on kodus juba üks negatiivse laengu generaator ja see asub vannitoas - see on dušš. Kuuma vee ja auruga dušš on hea negatiivsete ioonide tootja. See seletab, miks enamik inimesi vajab duši all käimist, et ärgata hommikul värskena ja kosununa.

Samal ajal on teadlased välja pakkunud teise, veelgi tõhusama viisi negatiivselt laetud ioonide genereerimiseks, et neid oleks igas toas ja kõikjal korteris, saades seeläbi tervisele kasu.

Kaasaegne õhuionisaator töötab meetodil nimega "koroonalahendus", mis on modelleeritud looduses välgu järgi.

Väike elektronide vool voolab alla nõela otsa. Mida lähemale elektronid tipule jõuavad, seda lähemal on nad sunnitud koos olema.

Kuna elektronidel on sama laeng, tõrjuvad nad nõela otsa jõudes üksteist loomulikult. Need surutakse välja lähimasse õhumolekuli ja see muutub negatiivselt laetud iooniks.

Negatiivsed ioonid tõrjuvad üksteist üha enam ja vastavalt sellele paiskuvad nad üha kaugemale ruumi ruumi. Mida võimsam on ionisaator, seda rohkem kasulikke ioone suudab see genereerida ja seda rohkem ala täita.

Negatiivsete ioonide kasu tervisele

Mida siis ioonteraapia meie jaoks tervise ja heaolu seisukohast teeb?

Ionisaatorid meie kodus

Praegu töötatakse välja uusi uuenduslikke meetodeid negatiivsete ioonide genereerimiseks. Ioongeneraatorid muutuvad kompaktsemaks ja võimsamaks.

On isegi väga kaasaskantavaid versioone, mis näevad välja nagu USB-mälupulgad. Ühendate need kontoris arvutiga ja need neutraliseerivad positiivsete ioonide rasket keskkonda. Alternatiivina on ioonlambid, mis tekitavad sisselülitamisel negatiivseid ioone.

Allo.Ua veebisait annab ülevaate parimatest ionisaatoritest koju, kontorisse ja isegi autosse. Tähelepanu tasub pöörata generaatoritele, mis toodavad palju negatiivseid ioone, ei vaja praktiliselt mingit hooldust, on kauakestvad ja millel on positiivsed hinnangud nende ostnud inimestelt. π

Mõiste "ioon" võttis esmakordselt kasutusele 1834. aastal Michael Faraday. Uurinud elektrivoolu mõju soolade, leeliste ja hapete lahustele, jõudis ta järeldusele, et need sisaldavad teatud laenguga osakesi. Faraday nimetas katioone ioonideks, mis elektriväljas liikusid negatiivse laenguga katoodi poole. Anioonid on negatiivse laenguga mitteelementaarsed ioonosakesed, mis liiguvad elektriväljas plussi – anoodi poole.

Seda terminoloogiat kasutatakse tänapäevalgi ja osakesi uuritakse edasi, mis võimaldab käsitleda keemilist reaktsiooni elektrostaatilise interaktsiooni tulemusena. Paljud reaktsioonid kulgevad selle põhimõtte järgi, mis võimaldas mõista nende kulgu ning valida katalüsaatoreid ja inhibiitoreid, et kiirendada nende kulgu ja pärssida sünteesi. Samuti sai teatavaks, et paljud ained, eriti lahustes, on alati ioonide kujul.

Ioonide nomenklatuur ja klassifikatsioon

Ioonid on laetud aatomid või aatomite rühm, mis on keemilise reaktsiooni käigus kaotanud või juurde võtnud elektrone. Need moodustavad aatomi välimised kihid ja võivad tuuma vähese gravitatsioonijõu tõttu kaduda. Siis on elektronide eraldumise tulemuseks positiivne ioon. Samuti, kui aatomil on tugev tuumalaeng ja kitsas elektronkiht, on tuum täiendavate elektronide aktseptor. Selle tulemusena moodustub negatiivne ioonosake.

Ioonid ise ei ole ainult liigse või ebapiisava elektronkihiga aatomid. See võib olla ka aatomite rühm. Looduses leidub kõige sagedamini rühmaioone, mis esinevad lahustes, organismide bioloogilistes vedelikes ja merevees. Ioonide tüüpe on tohutult palju, nende nimed on üsna traditsioonilised. Katioonid on ioonsed osakesed, mis on positiivselt laetud, ja negatiivselt laetud ioonid on anioonid. Sõltuvalt koostisest nimetatakse neid erinevalt. Näiteks naatriumkatioon, tseesiumikatioon ja teised. Anioonidel on erinev nimi, kuna need koosnevad enamasti paljudest aatomitest: sulfaatanioon, ortofosfaatanioon ja teised.

Ioonide moodustumise mehhanism

Ühendites sisalduvad keemilised elemendid on harva elektriliselt neutraalsed. See tähendab, et nad pole peaaegu kunagi aatomite olekus. Kovalentse sideme moodustumisel, mida peetakse kõige levinumaks, on aatomitel ka mingi laeng ning elektrontihedus nihkub mööda molekulisiseseid sidemeid. Ioonilaeng siin aga ei teki, sest kovalentse sideme energia on väiksem kui ionisatsioonienergia. Seetõttu ei suuda mõned aatomid vaatamata erinevale elektronegatiivsusele teiste väliskihi elektrone täielikult ligi tõmmata.

Ioonreaktsioonides, kus aatomite elektronegatiivsuse erinevus on piisavalt suur, võib üks aatom võtta väliskihist elektrone teiselt aatomilt. Seejärel polariseerub loodud ühendus tugevalt ja katkeb. Sellele kulutatud energiat, mis tekitab ioonile laengu, nimetatakse ionisatsioonienergiaks. See on iga aatomi puhul erinev ja on näidatud standardsetes tabelites.

Ioniseerimine on võimalik ainult siis, kui aatom või aatomite rühm on võimeline kas elektrone loovutama või neid vastu võtma. Kõige sagedamini täheldatakse seda lahuses ja soolakristallides. Kristallvõre sisaldab ka peaaegu liikumatuid laetud osakesi, millel puudub kineetiline energia. Ja kuna kristallis puudub liikumisvõimalus, tekivad ioonide reaktsioonid kõige sagedamini lahustes.

Ioonid füüsikas ja keemias

Füüsikud ja keemikud uurivad ioone aktiivselt mitmel põhjusel. Esiteks esinevad need osakesed kõigis teadaolevates aine olekutes. Teiseks saab mõõta aatomist elektronide eemaldamise energiat, et seda praktilises tegevuses kasutada. Kolmandaks käituvad ioonid kristallides ja lahustes erinevalt. Ja neljandaks võimaldavad ioonid juhtida elektrivoolu ning lahuste füüsikalis-keemilised omadused muutuvad sõltuvalt ioonide kontsentratsioonidest.

Ioonilised reaktsioonid lahuses

Lahendusi ja kristalle endid tuleks üksikasjalikumalt käsitleda. Soolakristallides on eraldi asetsevad positiivsed ioonid, näiteks naatriumkatioonid ja negatiivsed ioonid, kloorianioonid. Kristalli struktuur on hämmastav: elektrostaatilise külgetõmbe- ja tõukejõu tõttu on ioonid erilisel viisil orienteeritud. Naatriumkloriidi puhul moodustavad need nn teemantkristallvõre. Siin on iga naatriumkatioon ümbritsetud 6 kloriidi aniooniga. Iga kloriidanioon on omakorda ümbritsetud 6 kloorianiooniga. Tänu sellele lahustub lihtne lauasool nii külmas kui kuumas vees peaaegu ühesuguse kiirusega.

Samuti pole lahuses ühtki naatriumkloriidi molekuli. Kõik siin olevad ioonid on ümbritsetud veedipoolidega ja liiguvad oma paksuses kaootiliselt. Laengute ja elektrostaatilise interaktsiooni olemasolu põhjustab asjaolu, et vee soolalahused külmuvad temperatuuril veidi alla nulli ja keevad temperatuuril üle 100 kraadi. Veelgi enam, kui lahuses on muid aineid, mis võivad keemilise sidemesse sattuda, ei toimu reaktsioon mitte molekulide, vaid ioonide osalusel. Nii loodi keemiliste reaktsioonide etappide õpetus.

Need tooted, mis lõpuks saadakse, ei moodustu kohe interaktsiooni käigus, vaid sünteesitakse järk-järgult vaheproduktidest. Ioonide uurimine võimaldas mõista, et reaktsioon kulgeb täpselt elektrostaatilise interaktsiooni põhimõtete järgi. Nende tulemuseks on ioonide süntees, mis elektrostaatiliselt interakteeruvad teiste ioonidega, luues lõpliku tasakaalureaktsiooni produkti.

Kokkuvõte

Osake, näiteks ioon, on elektriliselt laetud aatom või aatomite rühm, mis moodustub elektronide kadumise või suurenemise teel. Lihtsaim on vesiniku ioon: kui see kaotab ühe elektroni, on see ainult tuum, mille laeng on +1. See põhjustab lahustes ja keskkondades happelise keskkonna, mis on oluline bioloogiliste süsteemide ja organismide toimimiseks.

Ioonidel võib olla nii positiivseid kui ka negatiivseid laenguid. Tänu sellele satub iga osake lahustes elektrostaatilisesse interaktsiooni veedipoolidega, mis loob ka tingimused eluks ja signaali edastamiseks rakkude poolt. Lisaks arendatakse edasi ioontehnoloogiat. Näiteks on loodud ioonmootorid, mis on varustanud juba 7 NASA kosmosemissiooni.

Artikli sisu

KEEMIA, keemiliste elementide, nende ühendite ja keemiliste reaktsioonide tulemusena tekkivate muundumiste teadus. Ta uurib, millistest ainetest see või teine ​​objekt koosneb; miks ja kuidas raud roostetab ning miks tina ei roosteta; mis juhtub toiduga kehas; miks soolalahus juhib elektrit, aga suhkrulahus mitte; Miks toimuvad mõned keemilised muutused kiiresti ja teised aeglaselt? Keemia põhiülesanne on aine olemuse selgitamine, selle probleemi lahendamise peamiseks lähenemisviisiks on aine lagunemine lihtsamateks komponentideks ja uute ainete süntees. Seda lähenemist kasutades on keemikud õppinud paljusid looduslikke keemilisi aineid reprodutseerima ja looma materjale, mida looduses ei eksisteeri. Keemiatehastes muundatakse kivisüsi, nafta, maagid, vesi ja õhuhapnik pesuaineteks ja värvaineteks, plastideks ja polümeerideks, ravimiteks ja metallisulamiteks, väetisteks, herbitsiidideks ja insektitsiidideks jne. Elusorganismi võib käsitleda ka kui kompleksset keemiatehast, milles tuhanded ained astuvad täpselt reguleeritud keemilistesse reaktsioonidesse.

ELEMENDID JA ÜHENDUSED

Elemendid

Keerulise aine uurimine algab katsetest seda lihtsamateks lagundada. Aine lihtsaimat vormi, milles säilib teatud füüsikaliste ja keemiliste omaduste kogum, nimetatakse keemiliseks elemendiks. Keemilised elemendid on aineosakesed, mis on sama tuumalaenguga aatomite kogum. Vesinik, hapnik, kloor, naatrium, raud on kõik elemendid. Elementi ei saa tavaliste meetoditega jagada lihtsamateks komponentideks: soojuseks, valguseks, elekter või mis tahes muu aine. Selleks on vaja kolossaalset energiahulka, spetsiaalseid seadmeid (näiteks osakeste kiirendit) või kõrgeid temperatuure, mis on võrreldavad Päikese sügavuste temperatuuridega. 109 teadaolevast elemendist on looduses olemas üheksakümmend kaks elementi, ülejäänud on kunstlikult saadud. Kõik need on süstematiseeritud elementide perioodilisustabelisse, kus igal elemendil on oma seerianumber, mida nimetatakse aatomnumbriks ( cm. KEEMILISED ELEMENDID; . Tabelis 1 loetleb esimesed 103 elementi tähestikulises järjekorras. Sellest piiratud elementide hulgast koosnevad miljonid keemilised ained.

Ühendused

Elemendid ühinevad üksteisega, moodustades keerulisi aineid – keemilisi ühendeid. Sool, vesi, rooste, kumm on ühendite näited. Ühend koosneb elementidest, kuid ei sarnane oma omadustelt ja välimuselt tavaliselt ühelegi neist. Seega tekib rooste gaasi – hapniku ja metalli – raua koosmõjul ning paljude kiudude tootmise tooraineks on kivisüsi, vesi ja õhk. Just omaduste individuaalsus on üks omadusi, mis eristab ühendit lihtsast segust. Teine ja kõige olulisem ühendi omadus on see, et elemendid ühinevad alati üksteisega teatud massisuhetes. Näiteks koosneb vesi 2,016 massiosast vesinikust ja 16 000 massiosast hapnikust. Vesiniku ja hapniku massisuhe Volga vetes ja Antarktika jääs on sama ja võrdne 1:8. Ehk siis igal keemilisel ühendil on väga spetsiifiline koostis, s.t. sisaldab alati samu elemente samades massisuhetes. See on üks peamisi keemilisi seadusi – koostise püsivuse seadus.

Paljud elemendid moodustavad mitu ühendit. Niisiis on lisaks veele teada veel üks vesiniku ja hapniku ühend – vesinikperoksiid, mis koosneb 2,016 osast vesinikust ja 32 osast hapnikust. Siin on vesiniku ja hapniku massisuhe 1:16, mis erineb täpselt kaks korda nende vahekorrast vees. See näide illustreerib mitme suhte seadust: kui kaks elementi moodustavad üksteisega mitu ühendit, siis ühe elemendi massikogused, mis ühinevad teise sama massiga, on omavahel seotud väikeste täisarvudena.

Aatomid ja molekulid

Aatomite ja molekulide mõisted on keemias põhilised. Aatom on elemendi väikseim osake, millel on kõik selle omadused, ja molekul on ühendi väikseim osake, millel on selle omadused ja mis on võimeline iseseisvalt eksisteerima. Aatomiidee pärineb 6.–5. eKr. ja kuulub Vana-Kreeka filosoofidele Leucippusele ja tema õpilasele Demokritosele. Nende ideede kohaselt koosneb aine kõige väiksematest jagamatutest osakestest - aatomitest, mis on loodud samast algmaterjalist. Tõsi, ükski neist filosoofidest ei teinud kindlaks, mis see materjal on. Seejärel töötas aatomiteooria välja teine ​​kreeka filosoof Epikuros (4.–3. sajand eKr). Ta väitis, et aatomitel on kaal ja nad liiguvad horisontaalses ja vertikaalses suunas, toimides üksteisega. Sarnaseid ideid väljendas 1. sajandil Rooma poeet Lucretius. eKr, vaadates tolmukübemeid, mis tantsivad päikesekiires. Lõpuks, aastatel 1804–1810, töötas inglise keemik ja füüsik J. Dalton välja aatomiteooria, mis sisaldas mitmekordse suhte ja koostise püsivuse seadusi. Veenvad tõendid aatomite olemasolu kohta saadi aga alles 20. sajandil. Kui Lucretius väitis, et tolmuosakesi suruvad liikuvate aatomite nähtamatud vood, ei olnud ta tõest nii kaugel: õhuvoolud võivad tõepoolest põhjustada nende tantsu, kuid isegi vaikses õhus on tolmu- või suitsuosakesed pidevas liikumises. Seda efekti nimetatakse Browni liikumiseks. Kaks aastatuhandet pärast Lucretiust uuris mikroskoobi ja matemaatilise teooriaga relvastatud prantsuse teadlane J. Perrin hõljuvate värviosakeste juhuslikke liikumisi ja arvutas välja nähtamatute molekulide arvu, mille mõjul need liikuma pani. Kui aatomid ja molekulid olid loendatud, muutus nende olemasolu palju veenvamaks.

Aatomi struktuur

Kaasaegsete kontseptsioonide kohaselt sisaldab aatom tsentraalset tuuma, mille mõõtmed on aatomi kui tervikuga võrreldes väga väikesed. Tuum kannab positiivset elektrilaengut ja seda ümbritseb negatiivselt laetud elektronide difuusne kest (pilv), mis määrab aatomi suuruse. Aatomi läbimõõt – ca. 10–8 cm, tuuma läbimõõt on 10 000 korda väiksem ja umbes 10–12 cm. Kõige lihtsamal aatomil - vesinikuaatomil - on tuumas ainult üks osake - prooton. Teiste elementide aatomite tuum sisaldab rohkem kui ühte prootonit, aga ka neutroneid - osakesi, mis on massilt prootonitele lähedased, kuid ilma elektrilaenguta. Tuuma laengut nimetatakse selle aatom- (või aatom-) numbriks. Aatomarv võrdub prootonite arvuga tuumas ja määrab elemendi keemilise olemuse. Seega sisaldab aatom, mille tuumalaeng on +26, tuumas 26 prootonit ja esindab elementi raud. Raua aatomi tuum on ümbritsetud 26 elektroniga, seega on aatom tervikuna elektriliselt neutraalne.

Prootonite ja neutronite koguarvu tuumas nimetatakse massinumbriks, kuna peaaegu kogu aatomi mass on koondunud nendesse osakestesse. Erinevalt prootonite arvust võib antud elemendi aatomite tuumades sisalduvate neutronite arv varieeruda. Sama elemendi aatomeid, mille tuumades on erinev arv neutroneid, nimetatakse isotoopideks. Sõna "isotoop" on kreeka päritolu; see tähendab "sama kohta" - elemendi erinevad isotoobid asuvad perioodilisuse tabeli perioodilisuse tabelis (ELEMENTIDE PERIOODILINE SÜSTEEM) samal positsioonil ja neil on väga sarnased keemilised omadused. Seega on vesinikul (massiarv 1) isotoop deuteerium, mille tuumas on üks prooton ja üks neutron (massiarv on vastavalt 2). Mõlemad isotoobid läbivad samu keemilisi reaktsioone, kuid mitte alati sama lihtsalt.

Mõiste "aatommass" tähendab elemendi aatomi massi, väljendatuna süsiniku isotoobi 12 C aatomi massiühikutes, mida üldiselt peetakse võrdseks selle massinumbriga - 12 0000 (isotoobi aatommass). on oma massiarvule lähedane, kuid mitte sellega võrdne, kuna aatomi moodustumise ajal kaotab tuum osa oma massist energiana). Enne 1961. aastat määrati elementide aatommassid hapniku isotoopide segu keskmise massiarvu suhtes, mis võrdub 16 0000-ga. Looduses isotoopide seguna eksisteeriva elemendi aatommass on kõigi isotoopide aatommasside keskmine väärtus, võttes arvesse nende arvukust looduses. Molekulmass on võrdne molekuli moodustavate elementide aatomite masside summaga. Näiteks nad ütlevad. vee mass võrdub summaga 2 1,008 (kaks vesinikuaatomit) + 16,0000 (üks hapnikuaatom), s.o. 18 016.

Elektrooniline pilv

Aatomite ja sellest tulenevalt kogu aine füüsikalised ja keemilised omadused on suuresti määratud aatomituuma ümbritseva elektronpilve omadustega. Positiivselt laetud tuum tõmbab endasse negatiivselt laetud elektrone. Elektronid pöörlevad ümber tuuma nii kiiresti, et nende asukohta on võimatu täpselt määrata. Tuuma ümber liikuvaid elektrone võib võrrelda pilve või uduga, mis on mõnes kohas enam-vähem tihe, mõnes kohas täiesti hõre. Elektronipilve kuju, samuti elektroni leidmise tõenäosust selle mis tahes punktis saab määrata kvantmehaanika vastavate võrrandite lahendamisega. Piirkondi, kus elektrone kõige tõenäolisemalt leidub, nimetatakse orbitaalideks. Iga orbitaali iseloomustab teatud energia ja see ei tohi sisaldada rohkem kui kahte elektroni. Tavaliselt täidetakse kõigepealt tuumale lähimad madalaima energiaga orbitaalid, seejärel kõrgema energiaga orbitaalid jne.

Sarnaste energiatega elektronorbitaalide kogum moodustab kihi (st kesta või energiataseme). Energiatasemed on nummerdatud alates aatomi tuumast: 1, 2, 3, .... Mida kaugemal tuumast, seda avaramad on kihid ning seda rohkem orbitaale ja elektrone mahub. Jah, edasi n-th tase n 2 orbitaali ja need mahutavad kuni 2 n 2 elektroni. Teadaolevates elementides leidub elektrone ainult esimesel seitsmel tasemel ja ainult neli esimest neist on täidetud.

Orbitaale on nelja tüüpi, need on tähistatud s, p, d ja f. Igal tasandil (kihil) on üks s-orbitaal, mis sisaldab tuumaga kõige tihedamalt seotud elektrone. Sellele järgneb kolm p-orbitaali, viis d-orbitaali ja lõpuks seitse f-orbitaali.

s-orbitaalidel on sfääri kuju, p - hantli või kahe puudutava kera kujuga, d-orbitaalidel on 4 kroonlehte ja f-orbitaalidel 8. Ristlõikes näevad need orbitaalid välja umbes sellised, nagu näidatud figuuri.

Kolm R-orbitaalid on ruumis orienteeritud piki ristkülikukujulise koordinaatsüsteemi telgesid ja on tähistatud vastavalt p x, p y Ja p z; d- Ja f-orbitaalid paiknevad ka üksteise suhtes teatud nurga all; sfääriline s-orbitaalidel puudub ruumiline orientatsioon.

Perioodi igal järgneval elemendil on ühe võrra suurem aatomnumber kui eelmisel elemendil ja see sisaldab veel ühe elektroni. See lisaelektron hõivab kasvavas järjekorras järgmise orbitaali. Arvestada tuleb sellega, et elektroonilised kihid on hajusad ja osade väliskihtide orbitaalide energia on sisemiste omast madalam. Seetõttu näiteks täidetakse see esmalt s- neljanda taseme orbitaal (4 s-orbitaal) ja alles pärast seda lõpetatakse 3 täitmine d-orbitaalid. Orbitaalide täitmise järjekord on tavaliselt järgmine: 1 s, 2s, 2lk, 3s, 3lk, 4s, 3d, 4lk, 5s, 4d, 5lk, 6s, 4f, 5d, 6lk, 7s. Elemendi elektronkonfiguratsiooni tähistamiseks kasutatavas tähises näitab orbitaali tähistava tähe ülaindeks elektronide arvu sellel orbitaalil. Näiteks kirje 1 s 2 2s 2 2lk 5 tähendab, et 1 s-aatomi orbitaal sisaldab kahte elektroni, 2 s-orbitaalid – kaks, 2 peal R- viis elektroni. Neutraalsed aatomid, mille välises elektronkihis on 8 elektroni (st on täidetud s- Ja R-orbitaalid) on nii stabiilsed, et praktiliselt ei osale keemilistes reaktsioonides. Need on inertgaaside aatomid. Heeliumi elektrooniline konfiguratsioon 1 s 2, neoon – 2 s 2 2lk 6, argoon – 3 s 2 3lk 6, krüptoon – 4 s 2 3d 10 4lk 6, ksenoon – 5 s 2 4d 10 5lk 6 ja lõpuks radoon - 6 s 2 4f 14 5d 10 6lk 6 .

Metallid ja mittemetallid

Peaaegu kõik metallid on kõvad läikivad ained, juhivad hästi elektrit, on tempermalmist ja plastist ning nendest saab valamisel valmistada peaaegu igasuguse kujuga tooteid. Paljud mittemetallid on gaasid; Tahked mittemetallid on tavaliselt rabedad, mõnikord läbipaistvad ega juhi elektrit. Erinevused metallide ja mittemetallide omadustes saavad selgeks, kui tead nende aatomite struktuuri ja elektroonilist konfiguratsiooni. Metalli aatomite välimine elektronkiht on täidetud vähem kui poole võrra, seetõttu kipuvad kõik metallid keemilistesse reaktsioonidesse sattudes välistest elektronidest vabanema, omandades stabiilse elektroonilise konfiguratsiooni. Seega kipuvad nad moodustama positiivseid ioone. Just need välised (liikuvad) elektronid vastutavad metallide elektrijuhtivuse ja ka nende mehaaniliste omaduste eest. Vastupidi, mittemetallide aatomite välimine elektronkiht on praktiliselt täidetud. Mittemetallide hulka kuuluvad eelkõige inertsed gaasid, mille välises elektronkihis on maksimaalne arv elektrone: heeliumil on kaks, ülejäänutel kaheksa. Keemilistes reaktsioonides omandavad mittemetallid elektrone, et saada negatiivseteks ioonideks või moodustavad kovalentse sideme.

KEEMILISED SIDEMED, VALEMID JA VÕRRANDID

Elemendid, millel pole inertgaaside stabiilset elektronkonfiguratsiooni, kipuvad selle omandama keemiliste reaktsioonide kaudu. Aatomid, millel puudub stabiilse konfiguratsiooni saavutamiseks väike arv elektrone või, vastupidi, on neid veidi liiga palju, moodustavad tavaliselt elektriliselt laetud osakesi - ioone. Positiivselt laetud ioone (tekivad elektronide kadumisel) nimetatakse katioonideks, negatiivselt laetud ioone (tekivad elektronide kogumisel) anioonideks. Ioonide laeng ületab harva 3, s.t. aatomid kaotavad või omandavad harva rohkem kui kolm elektroni. Naatriumi aatom ( vaata diagrammi), ühinedes klooriaatomiga, kaotab ühe välise elektroni ja muutub katiooniks ning klooriaatom omandab selle elektroni ja muutub aniooniks. Nende välised elektronkihid saavad täis ja sisaldavad kaheksat elektroni. Katioon ja anioon tõmbuvad kokku, moodustades naatriumkloriidi.

Keemiliste sidemete moodustumisel osalevaid väliskesta elektrone nimetatakse valentselektronideks. (Elemendi valents on võrdne sidemete arvuga, mida ta on võimeline moodustama.) Mõned elemendid ja nende valentselektronid on loetletud ülaltoodud tabelis. Samuti loetletakse elementide aatomnumbrid ja levinumad ioonid. Elemendid, millel on sama väliskesta elektrooniline konfiguratsioon ja sarnased füüsikalised ja keemilised omadused, rühmitatakse elementide perioodilises tabelis rühmadesse I kuni VIII ja rühma number ühtib valentselektronide arvuga.

Elementide perioodilisustabel aitab mõista, mis seletab antud rühma kuuluvate elementide sarnasust ja miks need elemendid siiski üksteisest erinevad. Perioodilise seaduse avastamine ja perioodilisuse süsteemi avaldamine Vene keemiku D. I. Mendelejevi poolt 1869. aastal oli suur samm teadaolevate keemiliste elementide omaduste süstematiseerimisel ja veel avastamata keemiliste elementide ennustamisel.

Iooniline side

Vastupidiselt laetud ioonid tõmbuvad üksteise poole ja tulevad lähemale, kuid ainult teatud piirini. Kui ioonide vaheline kaugus muutub liiga väikeseks, hakkavad nende elektronpilved üksteist tõrjuma ja edasine lähenemine muutub võimatuks. Seega on teatud vahemaa, mille juures ioonipaar on kõige stabiilsem. Seda nimetatakse ioonsideme pikkuseks. Laetud osakeste ruumiline paigutus aines, millel on ioonne olek, on rangelt korraldatud. Ioonsete ühendite näide on tavaline lauasool NaCl, milles naatriumioon Na + on seotud kloriidiooniga Cl –, või kaltsiumkloriid CaCl 2 kaltsiumioonide Ca 2+ ja kloriidioonide Cl suhtega – 1:2. . Nii NaCl kui ka CaCl 2 on elektriliselt neutraalsed.

Kovalentne side

Teine levinud sideme tüüp, kovalentne side, tekib siis, kui kaks aatomit jagavad ühte (või mitut) elektronide paari. Kovalentse sideme korral hoiab aatomeid koos tuumade elektrostaatiline külgetõmme jagatud elektronpaari poole, mitte ioonsidemega, mis põhineb ioonide endi vahelisel elektrostaatilisel külgetõmbel. Kovalentsed sidemed tekivad tavaliselt siis, kui aatomituumad tõmbavad elektrone ligi ühesuguse jõuga. Selline side eksisteerib näiteks kloori molekulis ( vaata diagrammi). Kahe elemendi aatomite vahelise sideme tüübi määramiseks on mugav reegel: kui üks element on perioodilisuse tabeli vasakul küljel ja teine ​​​​paremal, siis on nendevaheline side ioonne ( cm. ülaltoodud tabelis loetletud esemed).

Kui valentselektronid on tähistatud punktidega, muutub kahe sideme tüübi erinevus selgemaks:

Ühendid nagu LiF, BeO või BeF2 on ioonsed. Ühendid, mille molekulid koosnevad perioodilisuse tabeli naaberelementidest, on tavaliselt kovalentsed (CO 2, CF 4, NO 2, N 2, O 2, F 2). Tõsi, mõned metallid moodustavad nii ioonseid kui ka kovalentseid ühendeid.

Kaks aatomit võivad jagada kahte või isegi kolme elektronpaari, moodustades topelt- või kolmiksideme:

Polaarühendus

Puhtalt kovalentsete (Cl 2) ja puhtalt ioonsete (LiF) sidemete vahel on veel üks, vahepealne side. See tekib siis, kui erinevad aatomid tõmbavad ligi ebavõrdse tugevusega ühist elektronpaari. Aatomi võimet tõmmata ligi keemilise sideme moodustumisel osalevaid elektrone nimetatakse elektronegatiivsuseks. Oluliselt erineva elektronegatiivsusega aatomite vahel tekib puhtalt ioonne side; elektronegatiivsuse erinevuste vähenedes omandab side kovalentse "komponendi" ja muutub lõpuks puhtalt kovalentseks. Kloori aatomite elektronegatiivsus Cl 2 molekulis on sama, seega on side nende vahel kovalentne. H-O side veemolekulis on oma olemuselt mõnevõrra ioonne, kuna hapnik on elektronegatiivsem kui vesinik ja tõmbab ligi elektronpaari. Selliseid sidemeid nimetatakse polaarseteks ja sideme polaarsus suureneb, kui selle ioonne iseloom suureneb.

Oksüdatsiooni olek

H-O sideme polaarsus illustreerib oksüdatsiooni (elektronide täielik või osaline kadu) kontseptsiooni, mis on väga kasulik jagatud elektronide jaotuse visuaalseks illustreerimiseks mõnede keemiliste reaktsioonide mehhanismi jaoks. Hapnikuaatom tõmbab jagatud elektronpaari tugevamini ligi, seega võib öelda, et ta omandab justkui ühe lisaelektroni vesinikuaatomi arvelt. Tavaliselt moodustab hapnikuaatom kaks sidet, nagu H 2 O molekulis, seetõttu tõmbab see enda poole kaks elektroni ja selle oksüdatsiooniaste on –2. Kuna vesinikuaatom näib kaotavat ühe elektroni, on selle oksüdatsiooniaste +1. Hapniku oksüdatsiooniaste erineb –2-st ühendites, mida nimetatakse peroksiidideks, näiteks vesinikperoksiidis H 2 O 2. Siin jagab iga hapnikuaatom ühte elektroni teise aatomiga ja võtab vastu ühe elektroni vesinikuaatomilt. Seetõttu on hapniku oksüdatsiooniaste vesinikperoksiidis –1. Üksiku aatomi või molekuli (Mg, Cl 2, O 2) oksüdatsiooniaste on null. Neutraalses ühendis on kõigi aatomite oksüdatsiooniastmete summa null, laetud ühendil – kogulaeng.

Need reeglid võimaldavad teil arvutada aatomi oksüdatsiooniastme igas konkreetses ühendis. SO 2 molekulis annavad kaks hapnikuaatomit kokku oksüdatsiooniaste –4 ja kuna molekuli summaarne oksüdatsiooniaste peab olema null, on S oksüdatsiooniaste +4. SO 4 2– anioonis on väävli oksüdatsiooniaste +6 ja H 2 S -2. Elektronegatiivsemale elemendile omistatakse miinusmärk.

Valemid

Kuna molekulis olevad aatomite arvud on omavahel seotud väikeste täisarvudena, saab molekuli koostist kujutada keemiliste elementide sümbolite ja iga elemendi aatomite arvu tähistavate numbrite abil. Seega on veemolekulil, mis koosneb kahest vesinikuaatomist ja ühest hapnikuaatomist, valem H 2 O; vesinikperoksiid, mille molekulis on iga elemendi kaks aatomit - H 2 O 2. Süsinikmonooksiidi valem on CO, dioksiid on CO 2, kuna nende ühendite molekulid sisaldavad vastavalt ühte süsinikuaatomit ja ühte hapnikuaatomit või ühte süsinikuaatomit ja kahte hapnikuaatomit. Valem FeSO 4 vastab raud(II)sulfaadile; selle ühendi molekul sisaldab ühte raua- ja väävliaatomit ning nelja hapnikuaatomit. Aatomite kogumit, mis moodustab teatud rühma, kirjeldatakse tavaliselt ühe sõnaga. Näiteks SO 4 2– on sulfaatrühm, mis on osa sellistest ühenditest nagu alumiiniumsulfaat Al 2 (SO 4) 3 ja raud (III) sulfaat Fe 2 (SO 4) 3. Teine näide on nitraadirühm NO 3 –, mis on osa ammooniumnitraadist NH 4 NO 3.

Ioonid on esindatud, lisades elemendi või rühma sümbolile märgi "+" või "-". Näiteks Na + on naatriumiioon, Cl – kloriidioon, SO 4 2– on sulfaadiioon, Fe 2+ on raud(II) ioon, Fe 3+ on raud(III) ioon. Viimased kaks iooni saadakse raua aatomist, eemaldades vastavalt kaks ja kolm elektroni.

Struktuurivalemid

näidata selgelt, millistest aatomitest koosnevad molekulid ja milliste sidemetega need on ühendatud; jagatud elektronide paare või kovalentseid sidemeid tähistatakse kriipsudega. Näiteks kaaluge etüülalkoholi. Selle tavaline keemiline valem on C2H5OH. Teisel ühendil, dimetüüleetril, on sama valem ja nende ühendite erinevust saab näha ainult nende struktuurivalemid üles kirjutades:

Loomulikult võtavad sellised valemid rohkem ruumi kui tavalised (CH 3 –CH 2 –OH ja CH 3 –O–CH 3 või C 2 H 5 OH ja CH 3 OCH 3). Seetõttu jäetakse tsükliliste süsinikuühendite struktuurivalemites sageli välja keemilised sümbolid, mis kujutavad ainult süsinikuaatomite vahelist sidemete ringi. Allpool on benseeni täielik struktuurivalem ( vasakule) ja benseenirõngas ( paremal):

Võrrandid

Keemilisi reaktsioone saab esitada võrranditena; sel juhul on reagentide keemilised valemid vasakul, reaktsiooniproduktid paremal ja nende vahel on võrdusmärk (=), ühesuunaline (→) või kahesuunaline ↔ nool või topeltnool. Võrdsusmärk tähendab, et nendest ainetest moodustuvad teised ained ning kahe otsaga nool või topeltnooled näitavad, et reaktsioon võib kulgeda mõlemas suunas ning tekib dünaamiline tasakaal reagentide ja saaduste vahel. Üks nool asendab mõnikord võrdusmärki, kuid sagedamini tähendab see, et reaktsioon toimub ainult ühes suunas. Seega ütleb võrrand 2Cl Cl 2, et kaks klooriaatomit ühinevad, moodustades molekuli ja reaktsioon võib kulgeda vastupidises suunas. Seda reaktsiooni, nagu paljusid teisi, mõjutavad selle läbiviimise tingimused, näiteks temperatuur. Reaktsioonis 2ClCl2 tekib toatemperatuuril kloori molekul ja kõrgemal temperatuuril aatomkloor. Mõnikord on need terminid näidatud noole kohal. Seega võime ülaltoodud reaktsiooni asemel kirjutada:

Kui reaktsioonisegu kuumutatakse, asetatakse mõnikord noole kohale kreeka täht delta D. Reaktiivide ja reaktsioonisaaduste füüsikaline olek on tähistatud tähtedega g., l., tv., aq., mis tähendab vastavalt gaasi, vedelat, tahket ainet, vesilahust. Seega võrrand

näitab, et kaltsiumvesinikkarbonaadi vesilahuse kuumutamisel moodustub kaltsiumkarbonaadi, gaasilise süsinikdioksiidi ja vee (olenevalt temperatuurist auru või vedeliku kujul) tahke sade.

Tasakaalustatud võrrandid

Väävelhappe ja naatriumhüdroksiidi vahelise reaktsiooni naatriumsulfaadi ja vee moodustumiseks võib kirjutada kujul NaOH + H 2 SO 4 = H 2 O + Na 2 SO 4. Tegelikkuses pole see võrrand täpne, kuna sama elemendi aatomite arv võrrandi mõlemal poolel peaks olema sama, kuid siin on üks naatriumi aatom vasakul ja kaks paremal. Na aatomite arvu võrdsustamiseks tuleb NaOH ette asetada tegur 2; samamoodi tuleks vesiniku ja hapniku aatomite arv võrdsustada. Selle tulemusena saab võrrand kuju

Sarnased protseduurid tuleb läbi viia enne, kui võrrandit kasutatakse arvutustes.

Ioonilised võrrandid

Paljud lahuses olevad ained dissotsieeruvad ioonideks, mis võivad astuda keemilistesse reaktsioonidesse. Vaatleme näiteks ülaltoodud reaktsiooni naatriumhüdroksiidi ja vees lahustatud väävelhappe vahel. Ioonsel kujul kirjutatud reaktsioonil on vorm

Vee ioniseerumist siin ei näidata. Pange tähele, et naatriumi- ja sulfaadiioonide arv ei muutu, ainult hüdroksüülioonid ja vesinikuioonid interakteeruvad, seega saab kogu reaktsiooni kirjutada järgmiselt.

Massisuhted

Teades ühendi keemilist valemit ja aatommassi, võib leida ühendi moodustavate elementide masside suhted. Vaatleme ühendit Fe 2 O 3 - raud(III)oksiid, tavaline rooste. Leidke perioodilisustabelist elementide aatommassid ja liidage need kokku:

Raua osakaal raud(III)oksiidis on 111,6940/159,6922 = 0,6994 ehk 69,94%. 159.6922 – see on mol. raud(III)oksiidi mass.

Laiendades seda põhimõtet keemilistele võrranditele, saame arvutada, kui palju tuleb igast reagendist võtta, et reaktsiooni lõppedes ükski neist kasutamata ei jääks, samuti saame hinnata, mitu erinevat produkti reaktsiooni käigus tekib. Niisiis, raua oksüdatsioonireaktsioonis

4·55,8470 = 223,3880 g rauda reageerib 6·15,9994 = 95,9964 g hapnikuga, moodustades 319,3844 g raud(III)oksiidi. Teades raua kogust, saate alati arvutada sellest moodustunud oksiidi massi.

Gaaside mahud ja keemilised reaktsioonid

Konstantsel rõhul ja temperatuuril on omavahel reageerivate gaaside mahud ja ka gaasiliste reaktsiooniproduktide mahud seotud väikeste täisarvudena (Gay-Lussaci seadus). Need suhted on võrdsed vastava keemilise võrrandi koefitsientidega. Mõelgem näiteks maagaasi põhikomponendi, metaani CH 4 põlemisele. Reaktsioonivõrrandist CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O tuleneb, et ühe mahu metaani põlemise säilitamiseks on vaja kaks mahuosa hapnikku ja selle tulemusena üks maht süsinikdioksiidi ja kaks mahuosa moodustuvad vesi. Kõik mahud on loomulikult vähendatud sama temperatuuri ja rõhuni.

FÜÜSIKALISED OMADUSED

Vaatleme mõningaid aine füüsikalisi omadusi: agregatsiooni olek, sulamis- ja keemistemperatuurid, kristallstruktuur, elektrijuhtivus.

Koondamisseisund

aine määrab selle koostisosade molekulide vaheline tõmbejõud ja temperatuur. Tahkes kehas on molekulid üksteisega üsna tugevalt seotud ja nende liikumine piirdub vibratsioonidega fikseeritud positsioonide suhtes. Temperatuuri tõustes suureneb molekulide energia, võnked muutuvad intensiivsemaks ja lõpuks omandavad molekulid piisavalt energiat, et sooritada translatsioonilisi liigutusi. Sel juhul tahke aine sulab (kui molekulidevaheline interaktsioon jääb piisavalt tugevaks) või sublimeerumisel muutub gaasiks, mille molekulid liiguvad kaootiliselt.

Sulamistemperatuur

(tahkumine) on temperatuur, mille juures tahke aine muutub vedelikuks (või vedelik muutub tahkeks). Vee sulamistemperatuur on 0 °C (Celsiuse järgi) või 32 °F (Fahrenheiti järgi). Kuna sulamise ajal muutub keha maht veidi, ei mõjuta rõhk sulamistemperatuuri vähe. Kuid just uisujooksja poolt avaldatava suure surve mõjul jää sulab ja sportlane libiseb seda kergesti mööda.

Keemistemperatuur

on temperatuur, mille juures vedelik muutub auruks (gaasiks). See sõltub rõhust, nii et mägedes keeb vesi madalamal temperatuuril kui merepinnal. Vee keemistemperatuur rõhul 760 mm Hg. Art. ("standardne" rõhk, ligikaudu võrdne rõhuga merepinnal) on 100°C (või 212°F).

Kristallilised ja amorfsed ained

Tahked ained on amorfsed ja kristalsed. Amorfsetes molekulides paiknevad molekulid juhuslikult. Amorfse aine näiteks on klaas. Nagu teistel sarnastel ainetel, pole ka klaasil kindlat sulamistemperatuuri: kuumutamisel pehmeneb see järk-järgult, kuni muutub lõpuks vedelaks. Vastupidi, kristalsete ainete molekulid (või ioonid) on paigutatud rangelt järjestatud viisil. Kristalliliste ainete hulka kuuluvad liiv, lauasool, suhkur, teemant, grafiit jne. Need kõik sulavad teatud temperatuuril (välja arvatud juhul, kui neis ei toimu kuumutamisel mingeid keemilisi muutusi, nagu juhtub suhkruga). Paljud ioonühendid (näiteks lauasool NaCl) moodustavad kristalle, milles iga ioon on ümbritsetud vastupidiselt laetud ioonidega; selle tulemusena ei saa väita, et ükski konkreetne ioonipaar moodustaks molekuli.

Ioonide vastastikuse külgetõmbe tõttu lauasoola (NaCl) kristallides sulab see aine kõrgel temperatuuril (801 ° C). Iga NaCl ioon on ümbritsetud kuue lähima naabriga, millel on vastupidised laengud. Lauasoola kristalli ühikrakk on naatriumiioonidega kuubik, mis paiknevad mõlema näo nurkades ja keskel. Seda tüüpi rakku nimetatakse näokeskseks kuuprakuks. Suured lauasoola kristallid on ka kuubikukujulised.

Teemantkristallvõre, milles iga süsinikuaatom on kovalentselt seotud nelja naaberaatomiga, iseloomustab ka näokeskne kuupühikrakk. Teemant on väga kõva aine, millel on kõrge üleminekutemperatuur.

Grafiidi süsinikuaatomid on paigutatud täiesti erinevalt. Siin moodustavad nad kihid, mis ei ole üksteisega väga kindlalt seotud. Iga kiht on vooderdatud süsinikuaatomite kuusnurgaga, mis sarnaneb benseenitsükliga. Kuna kihtidevaheline nake on üsna nõrk, on grafiit pehme. Kihid libisevad kergesti üksteise vastu, muutes grafiidi heaks määrdeaineks. Sama elemendi erinevaid kristallvorme, nagu grafiit ja teemant, nimetatakse allotroopideks.

Ained, mille molekule hoiavad koos nõrgad tõmbejõud, mitte kovalentsed või ioonsed sidemed, sulavad suhteliselt madalal temperatuuril, harva üle 400 °C. See kehtib enamiku orgaaniliste, aga ka kovalentsete anorgaaniliste ühendite puhul. Näiteks vesi ja benseen: nende sulamistemperatuurid on oluliselt madalamad kui toatemperatuur.

Elektrijuhtivus

Metallid on suurepärased elektrijuhid. Neis olevad elektrivoolu kandjad on elektronid, mis vabalt "hõljuvad" kristallvõres metalliioonide vahel, mis hõivavad võrekohtades fikseeritud positsiooni. Need elektronid kompenseerivad positiivsete ioonide vastastikust tõrjumist ja stabiliseerivad kogu struktuuri. Kui metallile rakendada potentsiaalide erinevust, liiguvad elektronid positiivsele poolusele ja tekib elektrivool.

ANORGAANILISED ÜHENDID

Anorgaanilised ühendid hõlmavad kõigi keemiliste elementide ühendeid, välja arvatud enamik süsinikuühendeid.

Happed, alused ja soolad

Happed on ühendid, mis dissotsieeruvad vees, vabastades vesinikioonid (H+). Need ioonid määravad kindlaks tugevatele hapetele iseloomulikud omadused: hapu maitse ja võime alustega suhelda. Alused on ained, mis dissotsieeruvad vees, vabastades hüdroksiidioonid (OH –). Soolad on ioonsed ühendid, mis tekivad hapete ja aluste koostoimel:

Anorgaaniliste ühendite nomenklatuur

Enamlevinud anorgaaniliste ühendite nomenklatuur põhineb järgmistel reeglitel.

Elemendid

Metalli nimed lõpevad tavaliselt - th(nt naatrium, kaalium, alumiinium, magneesium). Erandiks on metallid, mis on tuntud juba antiikajast ja said oma nimed samal ajal. Need on näiteks raud, vask, kuld. Mittemetallide nimed lõpevad tavaliselt - op(kloor, boor, fosfor), - od(vesinik, hapnik, jood) või - Ta(argoon, neoon). Teades elementide ja levinumate ioonide nimetusi ning kasutades alltoodud reegleid, saate nimetada peaaegu iga anorgaanilise ühendi.

Happed

Nende hapete nimetused, mille molekulid ei sisalda hapnikku, lõpevad vesinik näiteks vesinikkloriidhape (HCl), vesinikbromiid (HBr), vesinikjodiid (HI).

Hapnikku sisaldavate hapete nimetused sõltuvad keskse elemendi oksüdatsiooniastmest. Selle happe nimi, milles sellel elemendil on madalam oksüdatsiooniaste, lõpeb - kurnatud näiteks lämmastikku sisaldav (HNO 2), väävlisisaldus (H 2 SO 3) ja enamik neist Ei näiteks lämmastik (HNO 3), väävel (H 2 SO 4). Kloori näitel vaatleme juhtumit, kui element moodustab rohkem kui kaks hapnikku sisaldavat hapet. Nende nimed on moodustatud järgmiselt: kloor uudne hape, HClO; kloor kurnatud HClO2; kloor uus HClO3; kloor Ei HClO4. Kloori oksüdatsiooniaste on siin vastavalt +1, +3, +5 ja +7. Nende hapete nimetused, mille molekulid sisaldavad erinevas koguses vett, erinevad üksteisest eesliidete järgi orto-, hüpo-, püro- Ja meta- (veesisalduse vähenemise järjekorras):

Positiivselt laetud ioonid

Nende ioonide nimed moodustatakse järgmiselt: sõna järel ja tema märkige elemendi nimetus ja rooma numbritega selle oksüdatsiooniaste. Näiteks Cu 2+ on vase(II) ioon, Cu + on vase(I) ioon. Mõnede positiivsete ioonide nimed lõpevad - see: ammoonium, NH4+; hüdronium, H3O+.

Negatiivselt laetud ioonid

Hapnikuvabadest hapetest saadud üheaatomiliste negatiivselt laetud ioonide (ja vastavalt ka soolade) nimed lõpevad - eid: kloriidioon, Cl – ; bromiidi ioon, Br – . Hapnikku sisaldavatest hapetest saadud ioonide (ja vastavalt ka soolade) nimetused, mille keskelemendil on madalam oksüdatsiooniaste, lõpevad - seda: sulfit, SO 3 2– ; nitrit, NO 2 – ; fosfit, PO 3 3–; ja suurem - peal - juures: sulfaat, SO 4 2– ; nitraat, NO 3 – ; fosfaat, PO 4 3–. Osaliselt neutraliseeritud hapetest saadud ioonide nimetused moodustatakse sõna liitmisel hapu või konsoolid hüdro- või bi-: hüdrokarbonaat (vesinikkarbonaat), HCO 3 – ; happesulfaat, HSO 4 – .

Soolad ja kovalentsed ühendid

Soolade ja kovalentsete ühendite puhul kasutatakse neis sisalduvate ioonide nimetusi: naatriumkloriid, NaCl; naatriumhüdroksiid, NaOH. Kui elemendil võib olla mitu oksüdatsiooniastet, siis selle nimetuse järel märgitakse oksüdatsiooniaste selles ühendis rooma numbritega: raud(II)sulfaat, FeSO 4 ; raud(III)sulfaat, Fe2(SO4)3. Kui ühendi moodustavad kaks mittemetalli, kasutatakse nende aatomite arvu tähistamiseks eesliiteid di-, kolm-, tetra-, penta- jne. Näiteks süsinikdisulfiid, CS 2; fosforpentakloriid, PCl 5 jne.

LAHENDUSED JA LAHUSTUVUS

Elektrilaengu ebaühtlase jaotumise tõttu molekulides, s.o. Negatiivsete ja positiivsete “pooluste” (rangelt öeldes dipoolmomendi) olemasolu tõttu tõmbavad isegi üldiselt neutraalsed molekulid üksteise külge. Selle külgetõmbe tugevus sõltub laengu lokaliseerimise astmest ja määrab vedelike võime lahustada erinevaid aineid. Reeglina tõmbuvad polaarsed molekulid üksteise poole üsna tugevalt; Seetõttu segunevad alkohol ja vesi kergesti. Mittepolaarsete molekulide vastastikune külgetõmme on palju nõrgem. Mittepolaarsete ühendite näideteks on süsiniktetrakloriid CCl4 ja süsivesinikud, nagu benseen.

Lahustuvus

Lahustumine algab lahusti molekulide "teed" lahustunud aine molekulide vahel. See saab juhtuda ainult siis, kui ühelt poolt lahusti molekulide ning teiselt poolt lahusti ja lahustunud aine molekulide vahelised tõmbejõud on ligikaudu samad. See eeldab lahustuvuse reeglit: sarnane lahustub sarnases (tähendab polaarsuselt "sarnane"). Vesi ja bensiin ei segune, sest polaarsed veemolekulid tõmbavad üksteist tugevasti ja süsivesinike molekulid ei pääse nende vahele. Samal ajal on bensiin kergesti segatav süsiniktetrakloriidiga ja mõlemad on head lahustid paljudele vees mittelahustuvatele mittepolaarsetele ainetele, nagu rasvad või parafiinid. Vesi omakorda lahustab enamiku ioonseid aineid, nagu lauasool või söögisooda (naatriumvesinikkarbonaat NaHCO 3), aga ka polaarseid mitteioonseid ühendeid nagu alkohol, suhkur (mille molekul sisaldab palju OH-rühmi), tärklis ja C-vitamiin Ükski neist ainetest ei lahustu bensiinis ega muudes süsivesinikes.

Kui ioonsed ühendid lahustatakse vees või muudes polaarsetes lahustites, "tõmbavad" ioonid kristallvõrest lahustimolekulide külgetõmbejõudude toimel:

samal ajal on need lahendatud, st. seostuvad enam-vähem kindlalt lahusti molekulidega (see ei kajastu võrrandis), nii et näiteks naatriumiioonid on Na + (H 2 O) kujul x. Vees hästi lahustuv gaasiline vesinikkloriid dissotsieerub ka vesinikioonideks ja kloriidioonideks:

Veemolekulid tõmbavad ligi vesinikioone ja tekivad hüdrooniumioonid H 3 O +. Vähepolaarsed ühendid (alkoholid või suhkrud jne) ei dissotsieeru vees peaaegu üldse.

Mõnikord hakkab aine lahustuma keemilise reaktsiooni tulemusena, mis muudab selle omadusi. Seega on marmor (või lubjakivi CaCO 3) praktiliselt lahustumatu puhtas vees, kuid lahustub hapendatud vees:

CaCO 3 (lahust) + 2HCl (vesi) → CaCl 2 (vesi) + CO 2 (g.) + H 2 O (l.)

Mõnede tahkete ainete molekulid on üksteisega nii tihedalt seotud, et need ained ei lahustu üheski lahustis, välja arvatud need, millega nad keemiliselt reageerivad. Näiteks teemant, grafiit, klaas ja liiv.

Temperatuuri ja rõhu mõju

Vedelike ja tahkete ainete lahustuvus üldiselt suureneb temperatuuri tõustes, kuna molekulide liikumisenergia (kineetiline energia) suureneb ja nende vastastikune külgetõmme väheneb. Rõhu muutus mõjutab lahustuvust vähe, kuna ruumala muutub lahustumise ajal vaid veidi.

Rõhul on palju suurem mõju gaaside lahustuvusele. Gaas lahustub paremini rõhu tõusuga, mille mõjul osa selle molekule lahustub. Temperatuuri tõustes gaaside lahustuvus väheneb - molekulide kineetiline energia suureneb, nad liiguvad kiiremini ja neid on lihtsam lahustist “välja murda”.

Elektrolüüdid

Mõned lahendused, nagu metallid, juhivad elektrit. Sel juhul on laengukandjateks ioonid. Aineid, mille lahus juhib elektrivoolu, nimetatakse üldiselt elektrolüütideks, samas kui neid, mis ei juhi elektrit, nimetatakse mitteelektrolüütideks.

Keskendumine

on lahustunud aine kogus lahuse massi- või ruumalaühikus. Seda saab väljendada ühikutes, näiteks g/l (aine grammide arv lahuse liitri kohta). Mõnikord mõõdetakse kontsentratsiooni protsentides. Sel juhul tuleb märkida, milliseid protsente mõeldakse: kaal või maht. Näiteks 10% alkoholi lahus vees on lahus, mis sisaldab 10 mahuosa alkoholi ja 90 mahuosa vett (mahuprotsenti), ja 10% naatriumkloriidi lahus vees on lahus, milles on 90 massiühikut aine 10 massiühiku vee kohta (massiprotsent). Kui lahustunud aine kogus on väga väike, kasutatakse ühikut "miljoniosa" - üks osa lahustunud ainet miljoni osa lahuse kohta (ingliskeelses kirjanduses on see tähistatud ppm, vene keeles - ppm või ppm). Keemiliste reaktsioonide kirjeldamiseks on mugavam väljendada kontsentratsiooni lahustunud aine molekulide või ioonide arvuna lahuse mahuühiku kohta.

Sünnimärk

Mool on üks rahvusvahelise mõõtühikute süsteemi (SI) seitsmest põhiühikust. See on määratletud kui aine kogus, mis sisaldab sama arvu aatomeid, molekule või ioone kui 12 g süsiniku isotoopi 12 C ( vt eespool), nimelt 6,022·10 23 (Avogadro number). Mooli mõiste võimaldab teil arvutada, kui palju aine osakesi (aatomeid või molekule) sisaldab teatud massikogus. Näiteks mooli definitsioonist järeldub, et 6 g süsiniku isotoopi 12 C peaks sisaldama 3,011·1023 aatomit. Lisaks on aatommassi määratlusest teada, et mis tahes elemendi grammide arv, mis on arvuliselt võrdne selle aatommassiga, sisaldab selle elemendi Avogadro aatomite arvu. Seega sisaldab 4,0026 g heeliumi, 32,06 g väävlit ja 200,59 g elavhõbedat sama palju vastava elemendi aatomeid, nimelt 6,022·10 23. Samamoodi on molekulidest koosnevate ainete puhul aine mool selle kogus, mille mass grammides on arvuliselt võrdne aine molekulmassiga. Seega on ühe mooli kloori Cl2 mass 35,453 2 = 70,906 g, mooli naatriumkloriidi NaCl - (22,9898 + 35,453) = 58,443 g ja mooli naatriumiioonide Na + - 22,9898 g.

Molaarsus

Molaarsus on aine kontsentratsioon lahuses, väljendatuna 1 liitris lahuses sisalduva lahustunud aine moolides. Seega sisaldab desimolaarne (lühendatult 0,1 M) naatriumkloriidi lahus 0,1 mol (ehk 5,8443 g) NaCl 1 liitris lahuses.

Molaalsus

Molaalsus on lahustunud aine moolide arv 1000 g lahustis. Seega sisaldab 0,1 mol naatriumkloriidi lahus vees 0,1 mol (ehk 5,8443 g) NaCl 1000 g vees. Seda ühikut kasutatakse harvemini kui molaarsust.

Normaalsus

Normaalsus on 1 liitris lahuses sisalduva aine ekvivalentide arv. Süsteemide puhul, mis sisaldavad happeid, aluseid ja sooli, on ekvivalent ainekogus, mis kulub interaktsioonis 1 mooli vesinikioonidega H +. Näiteks kui moodustub mool naatriumsulfaati Na 2 SO 4 (1 mol = 142,0412 g), kaotab 1 mool väävelhapet 2 mooli H +. Seega sisaldab 1 mool naatriumsulfaati 2 ekvivalenti ja naatriumsulfaadi ühemoolise lahuse normaalsus on kaks (2 N).

GAASI SEADUSED

Ideaalsete gaaside käitumist kirjeldavad järgmised seadused: 1) konstantsel temperatuuril on gaasi mahu muutus pöördvõrdeline rõhu muutusega (Boyle-Mariotte seadus); 2) konstantsel rõhul on gaasi mahu muutus otseselt võrdeline absoluutse temperatuuri muutusega (Charles-Gay-Lussaci seadus); 3) konstantsel temperatuuril ja rõhul on ruumala muutus otseselt võrdeline aine koguse muutumisega (Avogadro seadus). Neid seadusi saab esitada ideaalse gaasi ühe olekuvõrrandina PV = nRT, Kus R- gaasi rõhk (Pa), V– selle maht (m 3), T– absoluutne temperatuur (K), n- gaasimoolide arv, R– universaalne gaasikonstant on 8,314 J/K mol ( R= 0,08206 l atm/K mol, kui P mõõdetuna atmosfäärides V- liitrites, n- mutides, T- kelvinites).

Kui kaks gaasi segatakse konstantsel temperatuuril ja rõhul, on segu maht võrdne selle moodustavate gaaside mahtude summaga; konstantsel ruumalal on omavahel keemiliselt mittemõjutavate gaaside segu rõhk võrdne segu moodustavate gaaside osarõhkude summaga (Daltoni kehtestatud osarõhkude seadus). Osarõhk on rõhk, mida ideaalse gaasisegu komponent avaldaks, kui see üksi hõivaks kogu segu mahu. Gaasisegu ühe komponendi moolifraktsioon on see osa kõigist gaasimolekulidest, mille selle komponendi molekulid moodustavad. Mis tahes segus oleva gaasi jaoks

Gaase, mille käitumine järgib rangelt ülaltoodud üldvõrrandit, nimetatakse ideaalseteks. Nende lähedal on inertsed ja muud väga madala keemistemperatuuriga gaasid (näiteks vesinik, hapnik ja lämmastik). Kõrge keemistemperatuuriga gaasid, nagu süsinikdioksiid, järgivad ideaalse gaasi seadusi väga ligilähedaselt.

Eespool esitatud gaasiseadused põhinevad eeldusel, et gaasimolekulidel (või aatomitel) pole ruumala ja nad ei interakteeru üksteisega. Esimene eeldus ei ole tegelikkusest väga kaugel, kuna gaas võtab palju suurema ruumala kui sama massiga vedelik (vedeliku maht on selle molekulide mahu mõõt). Teine eeldus tundub samuti mõistlik, sest kui gaasimolekulid interakteeruvad piisavalt tugevalt, tekib kondenseerumine. Kui gaas on suletud anumasse, määrab selle rõhu seinu pommitavate molekulide energia. Kuna kõikide sama temperatuuriga gaaside molekulidel on sama kineetiline energia (temperatuur on selle energia mõõt), avaldab võrdne arv molekule anuma seintele sama survet, olenemata sellest, millisesse gaasi nad kuuluvad. A. Avogadro väitis, et gaasi poolt hõivatud ruumala määrab ka ainult molekulide arv, mitte nende olemus, ja see on seda suurem, mida madalam on rõhk või kõrgem temperatuur, kuid see ei sõltu gaasi suurusest ega massist. gaasimolekulid kui sellised, kuna need on väga väikesed. Molekulide arvu ja gaasi ruumala vahel on järgmine kvantitatiivne seos: üks mool mis tahes gaasist sisaldab 6,022 10 23 molekuli ja normaaltingimustes (0 °C ja 760 mm Hg) võtab enda alla 22,4 liitrit ( cm. AVOGADRO NUMBER).

KEEMILISED REAKTSIOONID

Tasakaal

Ained astuvad keemilistesse reaktsioonidesse, kuna süsteemi energia väheneb, s.t. reaktsiooniproduktide elektrooniline konfiguratsioon osutub energeetiliselt soodsamaks kui algreaktiivide konfiguratsioon. (Samas on veel üks tegur - entroopia;) Suure energiaerinevuse korral (st algsete reaktiivide ja saaduste stabiilsuse suur erinevus) toimub reaktsioon koheselt. Näiteks kui hapnikku ja vesinikku segada teatud vahekorras ja segu põlema panna, reageerivad gaasid koheselt ilma jäägita, moodustades vett:

2H2 + O2 → 2H2O

Kui keemilise reaktsiooni algreaktiivide ja lõppsaaduste energiaerinevus on väike, siis on neid mõlemaid reaktsioonisegus märgatavates kogustes ning teatud aja möödudes tekib nende vahel tasakaal. Näiteks on äädikhappe lahustumine vees:

H 2 O + CH 3 COOH → H 3 O + + CH 3 COO -

(Rühma CH 3 vesinikuaatomid on süsinikuaatomiga ühendatud tugevate kovalentsete sidemetega ega ole happelised.) Äädikhappe täielikku ioniseerumist selles reaktsioonis ei toimu: kui ligikaudu 1% selle molekulidest dissotsieerub ioonideks, siis äädikhappe täielikku ionisatsiooni ei toimu. viimaste kombinatsioon algsete molekulide moodustumisega võrdub dissotsiatsiooni kiirusega ja osakeste kontsentratsioon lahuses lakkab muutumast. Niinimetatud dünaamiline tasakaal.

Tasakaaluasendit saab muuta (nihutada), lisades või eemaldades reaktsioonis osalevaid aineid. Sel juhul tasakaal nihkub nii, et kontsentratsiooni muutuse mõju on minimaalne (Le Chatelier' printsiip). Seega põhjustab vee lisamine äädikhappe täiendavat ionisatsiooni (kuna ioniseerimise käigus seotakse osa vett H 3 O +-ks) ja atsetaadi iooni (CH 3 COO -) lisamine annab vastupidise efekti. Iga tasakaalureaktsiooni iseloomustab nn. tasakaalukonstant - väärtus, mis võrdub produktide kontsentratsioonide korrutise ja algreaktiivide kontsentratsioonide korrutise suhtega; sel juhul võetakse iga kontsentratsioon kraadini, mis võrdub reaktsioonis osalevate teatud tüüpi molekulide arvuga. Tasakaalukonstant ei sõltu reeglina kontsentratsioonist, vaid varieerub sõltuvalt temperatuurist.

Kineetika

Keemiliste reaktsioonide kiirused on väga erinevad. Näiteks vesiniku ja hapniku segu plahvatab sõna otseses mõttes pärast selle süttimist ja teemandi muundumine keemiliselt stabiilsemaks süsiniku kristalliliseks vormiks, grafiidiks, toimub nii aeglaselt, et see ei jõua lõpule miljardeid aastaid.

Keemiliste reaktsioonide kiiruse määrab nende mehhanism. Paljud reaktsioonid on tegelikult palju keerulisemad, kui nende üldine võrrand viitab. Nii selgus, et osooni lagunemine koos hapniku moodustumisega toimub kahes etapis. Esimeses etapis dissotsieerub üks osooni molekul ja tasakaal saavutatakse kiiresti:

Teine etapp on palju aeglasem ja see määrab reaktsioonikiiruse:

O + O 3 → 2O 2

Nende kahe võrrandi liitmisel saadakse koguvõrrand

2O 3 (g) → 3O 2 (g)

Võimalik, et hiljem pakutakse välja muid mehhanisme, mis vastavad selle reaktsiooni kiiruse eksperimentaalsetele andmetele.

Minimaalset energiat, mis interakteeruvatel osakestel peab olema, et nende vahel keemiline reaktsioon algaks, nimetatakse aktiveerimisenergiaks. Reeglina, mida madalam see on, seda kiiremini reaktsioon kulgeb. Reaktsiooni toimumisel on väga oluline ka entroopia tegur.

Reaktsioonide tüübid

Reaktsioone saab klassifitseerida mitme skeemi abil ja igaüks neist on omal moel mugav. Siin jagunevad reaktsioonid kolme tüüpi: ioonsed, mille puhul ioonid eemaldatakse reaktsioonitsoonist lahustumatu, gaasilise või kovalentse sidemega produkti moodustumisega; redoks, milles elektronid liiguvad; reaktsioonid (sealhulgas reaktsioonid Lewise happe ja Lewise aluse vahel), millega kaasneb jagatud elektronide ümberjaotumine.

Ioonilised reaktsioonid

Lihtsad ioonreaktsioonid ilma elektronide ülekandeta toimuvad siis, kui üks saadustest on lahustumatu (gaas või tahke) või kovalentselt seotud aine, mis jääb lahusesse. Ioonreaktsiooni, mille produkt on lahustumatu tahke aine, võib kujutada kui

Ioonid ise ei muutunud reaktsiooni käigus, kuid nüüd on need kristallvõres kindlalt kinni.

Selliste reaktsioonide kulgemise ennustamiseks on oluline teada neis osalevate ainete lahustuvust. Näiteks hõbekloriid on vees halvasti lahustuv ja võime järeldada, et reaktsioon

kuigi tasakaal on pöörduv, nihkub see oluliselt paremale. (Seda reaktsiooni kasutatakse kloori- või hõbedaioonide tuvastamiseks lahuses, samuti nende kvantitatiivseks määramiseks.) Hõbedaioone võib esineda mis tahes lahustuvates ühendites: nitraadi, sulfaadi, atsetaadi jne kujul; Klooriioonid võivad olla soolade, näiteks naatriumi-, kaaliumi-, baariumi- või alumiiniumisoolade komponendid. Seega võib ülaltoodud võrrandit vaadelda vahetuse lagunemisreaktsiooni üldistatud esitusena, kus kaks reagenti lagunevad ja vahetavad oma koostisosi. Näiteks võivad need reaktsioonid olla:

Seda tüüpi kuuluvad neutraliseerimisreaktsioonid. Kui ühend, mis dissotsieerub, moodustades vesinikuioonid (hape), reageerib alusega (hüdroksüülioonide allikas), tekib vesi. Veemolekulis on kõik aatomid omavahel seotud kovalentsete sidemetega, mistõttu reaktsioon kulgeb peaaegu lõpuni (selle tasakaalukonstant on 10–14). Neutraliseerimisreaktsiooni saab kirjutada kui

Siin on näited neutraliseerimisreaktsioonidest, milles osalevad tugevad (HCl) ja nõrgad (CH3COOH) happed:

HCl (aq) + NaOH (aq) → NaCl (aq) + H 2 O (l)

CH 3 COOH (vesi) + KOH (vesi) → CH 3 COOK (vesi) + H 2 O (vedel)

Tugevad happed dissotsieeruvad vees peaaegu täielikult, vabastades vesinikioone, samas kui nõrgad happed dissotsieeruvad veidi. Nõrgad alused dissotsieeruvad samuti halvasti.

Kõige tavalisemad happed ja alused on loetletud allpool. Pange tähele, et mõnel ühendil on nii happelised kui aluselised omadused. Neid nimetatakse amfoteerseteks.

Tabelis toodud nõrgad alused ei sisalda OH-ioone. Need ioonid tekivad veega suhtlemisel:

CO 3 2– (vesi) + H 2 O (l.) → HCO 3 – (vesi) + OH – (vesi)

Seetõttu on karbonaadi lahus leeliseline.

Üldisema hapete ja aluste määratluse, mida kasutatakse ka mittevesisüsteemide, näiteks gaaside puhul, andis Ameerika füüsikakeemik G. Lewis. Lewise hapete ja aluste interaktsioon on reaktsioon elektronpaari doonori, mille tulemusena moodustub kovalentne side (Lewise alus), ja selle paari aktseptori (Lewise hape) vahel. Näited hõlmavad järgmisi reaktsioone:

Näide redoksreaktsioonist, mis toimub ilma hapniku osaluseta, on metalli naatriumi interaktsioon gaasilise klooriga:

Selline võrrandi kirjutamise viis näitab, et mõlemad elemendid omandavad reaktsiooni lõppedes inertgaasi elektroonilise konfiguratsiooni (nende välistes elektronkihtides on 8 elektroni). Selle reaktsiooni suunda saab elektripinge rakendamisega muuta. Kui elektroodide paar (grafiitvardad) sukeldatakse sula naatriumkloriidi ja ühendatakse alalisvooluallikaga, toimub reaktsioon Na + + e – → Na negatiivsel elektroodil ja 2Cl – → Cl 2 + 2e – reaktsioon elektroodil. positiivne elektrood (siin e – – elektron ). Seda protsessi nimetatakse elektrolüüsiks. (Seade elektrolüüsi läbiviimiseks on elektrolüütiline element.)

Redoksreaktsioonidest on mugav mõelda kahe poolreaktsiooni summana, mis sarnaneb nendega, mida kasutatakse elektronide liikumise illustreerimiseks naatriumi- ja klooriioonide vahel. Iga poolreaktsiooni iseloomustab elektroodi redokspotentsiaal, mille väärtus määrab elektronide ülekandmise lihtsuse. See potentsiaal ei sõltu mitte ainult ühendi olemusest, vaid ka selle kontsentratsioonist, teiste reagentide kontsentratsioonist ja temperatuurist. Nende potentsiaalide arvväärtused on tavaliselt antud konkreetsete tingimuste jaoks: lahustunud ainete puhul on see efektiivne kontsentratsioon 1 M; gaaside puhul – rõhk 1 atm (või osarõhk 1 atm iga reaktsioonis osaleva gaasi puhul); halvasti lahustuvate tahkete ja vedelike puhul puhtad tahked ained ja vedelikud ise. Tabelis Tabelis 2 on toodud mõnede tavaliste poolreaktsioonide standardpotentsiaalide väärtused, mis on esitatud redutseerimisreaktsioonide kujul. Pange tähele, et iga poolreaktsiooni puhul kirjutatakse võrrandi paremale küljele aine redutseeritud vorm ja vasakule oksüdeerunud vorm. Vesinikuioonide/vesinikgaasi paarile määratakse nullpotentsiaal ja kõigi teiste paaride potentsiaale mõõdetakse selle suhtes. Seega sisaldab positiivse potentsiaaliga paar paremat oksüdeerivat ainet kui vesinikioon ja negatiivse potentsiaaliga paar paremat redutseerijat kui gaasiline vesinik. Aine oksüdeerimis- või redutseerimisvõime suurus on otseselt võrdeline standardpotentsiaaliga.

Tabelit 2 saab kasutada paljude reaktsioonide käigu ennustamiseks. Peate lihtsalt meeles pidama, et kui poolreaktsioon on kirjutatud vastupidises suunas kui tabelis, siis tuleks selle potentsiaal võtta vastupidise märgiga. Tavaliselt kulgevad reaktsioonid lõpule, kui kahe poolreaktsiooni potentsiaalide summa (raku potentsiaal) on positiivne ja ületab ligikaudu 0,1 V. Kui raku potentsiaal on vahemikus +0,1 kuni –0,1 V, tekib tasakaal. reageerivate ainete vahel ja reaktsioonimahus on neid kõiki märgatavas koguses. Kui raku potentsiaal on alla –0,1 V, siis reaktsiooni sisuliselt ei toimu. Kui aga tsingiriba kastetakse vaseooni sisaldavasse lahusesse, tekib reaktsioon

Kuna potentsiaal on suur positiivne väärtus, kulgeb reaktsioon lõpuni. Kui vase riba panna tsingiooni sisaldavasse lahusesse, siis reaktsiooni Cu + Zn 2+ → Cu 2+ + Zn ei toimu raku kõrge negatiivse potentsiaali tõttu (–1,10 V).

Kui segada bikromaatiooni ja mangaani(II)iooni sisaldavad lahused, tekib tasakaal reagentide ja saaduste vahel ning nii ioone kui ka reaktsioonisaadusi – mangaan(II)oksiid ja kroom(III)ioon – on piisavalt. kõrge kontsentratsioon, kuna selle reaktsiooni potentsiaal standardtingimustes on ainult 0,1 V.

3Mn 2+ + 6H 2O = 3MnO2 + 12H + + 6e - (+1,23) B

6e - + 14H + + Cr2O72- = 7H2O + 2Cr3+ + 1,33 B

_________________________________________________

3Mn2+ + Cr2O72- + 2H+ → 3MnO2 + 2Cr3+ + H2O + 0,10 B

Pange tähele, et teise poolreaktsiooni jaoks vajaliku elektronide arvu saamiseks korrutatakse võrrandi parem ja vasak pool esimese poolreaktsiooni jaoks kolmega. See ei muuda potentsiaali suurust. Koguvõrrandi mõlemal poolel peab olema sama mitte ainult iga tüübi aatomite arv, vaid ka kogu elektrilaeng (antud juhul on see võrdne +6).

Erinevalt elektrolüütilisest elemendist, mille välisahelas on vooluallikas, toodab galvaaniline element ise elektrit. Galvaanilised elemendid on näiteks auto pliiaku ja taskulambi aku. Elemendi tekitatud pinge määratakse selles toimuvate poolreaktsioonide potentsiaalide järgi.

Reaktsioonid jagatud elektronide ümberjaotumisega.

Siin on mõned näited sellistest reaktsioonidest:

Täpsema arutelu anorgaaniliste ja orgaaniliste ühenditega seotud reaktsioonide kohta leiate artiklist ORGAANILINE KEEMIA.

KEEMIA LÕIKUD

Keemia on üsna meelevaldselt jagatud mitmeks osaks, mida ei saa selgelt eristada ei teistest keemia valdkondadest ega teistest teadustest (füüsika, geoloogia, bioloogia).

Anorgaaniline keemia tegeleb elementide ja nende ühendite keemilise olemuse uurimisega, erandiks on enamik süsinikuühendeid VESINIK; LÄMMASTIK; HAPNIKU; ELEMENTIDE PERIOODILINE SÜSTEEM).

Orgaaniline keemia uurib ühendeid, mis koosnevad peamiselt süsinikust ja vesinikust. Kuna süsinikuaatomid võivad ühineda, moodustades nii sirge kui ka hargnenud ahelaid ja pikki ahelaid, on selliseid ühendeid sadu tuhandeid. Süsi ja nafta koosnevad orgaanilistest ühenditest ja moodustavad elusorganismide aluse. Orgaanilised keemikud on õppinud saama sünteetilisi kiude, pestitsiide, värvaineid, ravimeid, plasti ja palju muud kasulikku söest, naftast ja taimsetest materjalidest. VÄRVAINED JA VÄRVIMINE; TEKSTIIL; PLASTIKUD; KUMM JA KUMM).

Füüsikaline keemia kasutab keemiliste süsteemide uurimiseks füüsikalisi meetodeid. Selles hõivavad suure koha keemiliste protsesside energia küsimused; vastavat keemiaharu nimetatakse keemiliseks termodünaamikaks. Kõige olulisemad valdkonnad hõlmavad keemilist kineetikat ja molekulaarstruktuuri. Elektrokeemia uurib elektrivoolu mõjul toimuvaid keemilisi protsesse, samuti meetodeid elektri tootmiseks keemiliste meetoditega. Muude valdkondade hulgas tuleb märkida kolloidkeemiat (see uurib hajutatud süsteemide käitumist), pinnanähtuste keemiat ja statistilist mehaanikat. . M., 1988
Atkins P. Molekulid. M., 1991

Positiivsed ja negatiivsed ioonid: kuidas need mõjutavad tervist, nende allikad, milline peaks olema ioonide õige tasakaal.

Meie elujõulisus sõltub otseselt atmosfääri koostisest. Õhk, mida me hingame, pikendab meie eluiga või lühendab seda oluliselt.

Miks elavad mägede elanikud kauem, aga megalinnades elavad vähem? Miks tunneme end paremini kose läheduses või metsas? Uurime artiklist.

Mis on ioon?

Õhk on täidetud pisikeste aatomitega, mis on pidevas liikumises ja millel on elektrilaeng (elektronid). Omavahel põrkuvad aatomid vahetavad laenguid. See nähtus on meile hästi tuntud kui staatiline elekter, millega puutume kokku juukseid kammides, sünteetilisi riideid selga pannes või seljast võttes.

Pärast elektroni kaotamist või omandamist muutub neutraalne aatom iooniks, ebavõrdse arvu prootonite ja elektronidega osakeseks.

Kui elektrone on rohkem ioonil on negatiivne laeng ja seda nimetatakse negatiivne ioon, anioon või aeroioon.

Kui elektrone on vähem ioonil on positiivne laeng ja seda nimetatakse positiivne ioon või katioon.

Meie keskkond ja keha sisaldavad mõlemat tüüpi ioone. Meie elupotentsiaal sõltub rohkem sellest, millised.

Positiivsed ioonid

Mõju tervisele

Katioonide liig õhus põhjustab keha mürgistust ja avaldub:

Suurenenud serotoniini tootmine - neurotransmitterhormoon, aktiivne osaleja närviimpulsside ajju edastamise protsessides.

Õnnehormooni ületootmine on ohtlik ja häirib kogu organismi normaalset talitlust: kesknärvisüsteemi, seedetrakti, termoregulatsiooni, biorütme, vereringe- ja südamesüsteemi jne. Inimene kogeb meeleolumuutusi, ärevust, hirmu, unetust jne.

Väsimus, pinge, ärevus, närvilisus, seletamatu ebakindlus, depressioon;

Sagedased külmetushaigused

Vererõhk, hingamine, ainevahetus, hormoonide tasakaal ja vere koostis normaliseeruvad.

Vähendab ärevust, stressi ja depressiooni. Negatiivsete ioonide ravi on tõhusam kui antidepressandid.

Unetus, peavalud ja isutus kaovad.

Verevool normaliseerub, mis toimib südame- ja veresoonkonnahaiguste ennetamiseks, kaitseb südameinfarkti, insultide ja ateroskleroosi eest.

Suurendades vererakkude negatiivset laengut, takistavad anioonid nende kokkukleepumist ning trombide ja kolesterooli naastude moodustumist. See parandab vere voolavust ning veresoonte seinad säilitavad oma elastsuse ja läbilaskvuse.

Väheneb külmetushaiguste ja gripi esinemissagedus.

Keha vananemine aeglustub.

Vanusega tekib paratamatult meie keha elektrilahendus: vee osakaalu vähenemisega selles (vanas eas ligi kolmandiku võrra) langeb elektrilaeng rakkudes, kudede elektrivahetus väheneb. Anioonid aitavad säilitada elektrilisi protsesse, pikendades seeläbi meie eluiga.

On aeg meenutada saja-aastaseid inimesi, kes elavad mägistel aladel, kus õnnelike ioonide kontsentratsioon on kõrgeim.

Aeroioonid käivitavad meie kehas isetaastumisprotsessid, tugevdades immuunsüsteemi.

Vaimne aktiivsus paraneb tänu aju paremale hapnikuvarustusele.

Anioonid puhastavad õhuruumi ideaalselt ja kaua:

Bakteritest, viirustest, hallitusseente spooridest, tolmust, õietolmust ja muudest allergeenidest;
sigaretisuitsust ja muudest lenduvatest mürkidest.

Aeroioone tõmbavad kahjulikud positiivsed ioonosakesed ja muudavad nende laengu negatiivseks. Selle tulemusena muutuvad saasteained raskemaks ja settivad põrandale ja teistele pindadele, lahkudes õhust ja kaotades võimaluse meie hingamisteedesse siseneda.

Allikad:

loodus on kõige usaldusväärsem õhuioonide tarnija. Neid tekitavad kosmiline kiirgus, maakoore radioaktiivsus ja loodusnähtused.

Enamik õhuioone moodustub mägedes, kose, tormise jõe lähedal, surfamisel, metsas pärast äikest, tormi, vihma ja lumesadu.

Just anioonide kõrge sisaldus selgitab mägi- ja merekuurortides viibimise ravitoimet, kus meid sõna otseses mõttes "ravitakse õhuga".

Kahjuks jätab linnakeskkond meid õhuvitamiinidest peaaegu täielikult ilma. Kahjulikud tööstusheitmed, liiklusummikud, elektromagnetkiirgus, kõikjal leviv WiFi, totaalne keemia, tolm – kõik need on negatiivsete elektronide tapjad.

Võrdluseks, linnast väljas olev õhk sisaldab 1 ml-s ligikaudu 6 tuhat tolmuosakest. Tööstuslinna õhk sisaldab neid miljoneid 1 ml-s.

Kuidas saada negatiivseid ioone kodus:

Dušš on hea negatiivsete ioonide allikas. Seetõttu tunneme end pärast hommikust veeprotseduuri energilisemana.

Maja tuulutame aknast väljas rohkem õhuioone kui korteris.

Võimalusel ostame ioonigeneraatori. Nende ülevaade järgneb järgmistes väljaannetes.

Haljastame eluruumi. Toataimed parandavad mikrokliimat, tootes hapnikku, õhuioone ja fütontsiide.

Kõnnime paljajalu ja maandame end.

Vähendame negatiivseid ioone neutraliseerivaid tegureid:

Üritame end ümbritseda looduslike materjalidega (mööbel, kardinad, vaibad, voodikatted, käterätikud jne).

Lülitame elektriseadmed võrgust välja, kui me neid ei kasuta.

Teostame sagedamini märgpuhastust, eemaldades tolmu.

Ioonide tasakaal on tervise võti

Normaalseks eluks vajame õhuioone. Samal ajal valmistab statistika pettumust.

Mägijõgede ja koskede juures - üle 50 tuhande,

Metsades ja niitudel - ulatub 1,5 tuhandeni,

Avamaal - umbes 1 tuhat,

Megalinnade atmosfääris - jõuab vaevalt 200 tükki,

Eluruumides ja kontorites on maksimaalselt 25-50 aniooni, mis on tervisele tühine.

Anioonide kontsentratsiooni perioodilised mõõtmised suurte linnade (nt Moskva, Peterburi, Müncheni, Sydney, Dublini, Pariisi, Zürichi) peatänavate õhus näitasid katastroofilisi tulemusi: keskpäeval - 50–200 1 kuupmeetri kohta. sentimeetrit, mis on normist kaks kuni neli korda vähem.

Negatiivsete ja positiivsete ioonide normaalne suhe peaks olema 1,5 (60% anioone ja 40% katioone).

Linnade ioonide tasakaal aga sellele nõudele ei vasta. Domineerivad positiivsed ioonid, mis mõjutavad meie heaolu ja elujõudu.

Muide, ioonide tasakaal oli häiritud juba 20. sajandil industrialiseerimise ja linnastumise protsesside tõttu.

Miks on ioonide tasakaalustamatus ohtlik?

Katioonide liigusega halveneb tervis, võime kogeda unetust, iiveldust, migreeni, ärrituvust, stressi, depressiooni, frustratsiooni

kilpnäärme talitlus ja muud ülalkirjeldatud probleemid.

Ioonide tundlikkus on inimestel erinev. Kõige tundlikumad ioonide tasakaalustamatuse suhtes on naised, lapsed, kehva tervise ja stressiga inimesed ning eakad.

Kokkuvõte

Eelneva valguses lisagem tuntud lausele: "Inimene on see, mida ta sööb ja mida hingab." Meie üldine tervis, keha vastupidavus ja oodatav eluiga sõltuvad atmosfääri kvaliteedist.

Positiivsed ja negatiivsed ioonid on meie sissehingatava õhu ja meie heaolu markerid. Kui teil on unetus, väsimus, närvilisus ja elate linnas, pöörake tähelepanu sellele, mida hingate.

Puhas anioonirikas õhk teile!

Valmis seadma:

• Negatiivsete ioonide tervendav toime
• Ioniseerivate generaatorite ülevaade
• Miks käia paljajalu
• Miks on osoon ohtlik?

Elena Valve projekti Sleepy Cantata eest