Θετικά και αρνητικά ιόντα: πώς επηρεάζουν την υγεία, τις πηγές τους, ποια πρέπει να είναι η σωστή ισορροπία των ιόντων.

Η βιωσιμότητά μας εξαρτάται άμεσα από τη σύνθεση της ατμόσφαιρας. Ο αέρας που αναπνέουμε παρατείνει τη ζωή μας ή τη συντομεύει σημαντικά.

Γιατί οι κάτοικοι των βουνών ζουν περισσότερο, αλλά όσοι ζουν σε μεγαλουπόλεις ζουν λιγότερο; Γιατί νιώθουμε καλύτερα κοντά σε καταρράκτη ή στο δάσος; Ας μάθουμε στο άρθρο.

Τι είναι ένα ιόν;

Ο αέρας είναι γεμάτος με μικροσκοπικά άτομα που βρίσκονται σε συνεχή κίνηση και έχουν ηλεκτρικό φορτίο (ηλεκτρόνια). Σε σύγκρουση μεταξύ τους, τα άτομα ανταλλάσσουν τα φορτία τους. Αυτό το φαινόμενο είναι γνωστό σε εμάς ως στατικός ηλεκτρισμός που το συναντάμε όταν χτενίζουμε τα μαλλιά μας, φοράμε ή βγάζουμε συνθετικά ρούχα.

Έχοντας χάσει ή αποκτήσει ένα ηλεκτρόνιο, ένα ουδέτερο άτομο γίνεται ιόν, ένα σωματίδιο με άνισο αριθμό πρωτονίων και ηλεκτρονίων.

Αν υπάρχουν περισσότερα ηλεκτρόνιαιόν έχει αρνητικό φορτίο και λέγεται αρνητικό ιόν, ανιόν ή αεροϊόν.

Αν υπάρχουν λιγότερα ηλεκτρόνιαιόν έχει θετικό φορτίο και λέγεται θετικό ιόν ή κατιόν.

Το περιβάλλον και το σώμα μας περιλαμβάνουν και τους δύο τύπους ιόντων. Το δυναμικό της ζωής μας εξαρτάται περισσότερο από το ποιες.

Θετικά ιόντα

Επιπτώσεις στην υγεία

Η περίσσεια κατιόντων στον αέρα προκαλεί δηλητηρίαση του σώματος και εκδηλώνεται:

Ενισχυμένη παραγωγή σεροτονίνης - μια ορμόνη νευροδιαβιβαστή, ενεργός συμμετέχων στις διαδικασίες μετάδοσης νευρικών ερεθισμάτων στον εγκέφαλο.

Η υπερπαραγωγή της ορμόνης της ευτυχίας είναι επικίνδυνη και διαταράσσει τη φυσιολογική λειτουργία ολόκληρου του σώματος: το κεντρικό νευρικό σύστημα, το γαστρεντερικό σύστημα, τη θερμορύθμιση, τους βιορυθμούς, το κυκλοφορικό και το καρδιακό σύστημα κ.λπ. Ένα άτομο βιώνει εναλλαγές διάθεσης, άγχος, φόβο, αϋπνία κ.λπ.

Κόπωση, ένταση, άγχος, νευρικότητα, ανεξήγητη αβεβαιότητα, κατάθλιψη.

Συχνά κρυολογήματα

Η αρτηριακή πίεση, η αναπνοή, ο μεταβολισμός, η ισορροπία των ορμονών και η σύνθεση του αίματος επιστρέφουν στο φυσιολογικό.

Μειώνει το άγχος, το στρες και την κατάθλιψη. Η θεραπεία με αρνητικά ιόντα είναι πιο αποτελεσματική από τα αντικαταθλιπτικά.

Η αϋπνία, οι πονοκέφαλοι και η έλλειψη όρεξης υποχωρούν.

Η ροή του αίματος ομαλοποιείται, η οποία χρησιμεύει ως πρόληψη καρδιακών και αγγειακών παθήσεων, προστασία από καρδιακές προσβολές, εγκεφαλικά επεισόδια και αθηροσκλήρωση.

Αυξάνοντας το αρνητικό φορτίο των κυττάρων του αίματος, τα ανιόντα τα εμποδίζουν να κολλήσουν μεταξύ τους και να σχηματίσουν θρόμβους αίματος και πλάκες χοληστερόλης. Αυτό βελτιώνει τη ρευστότητα του αίματος και τα τοιχώματα των αιμοφόρων αγγείων διατηρούν την ελαστικότητα και τη διαπερατότητά τους.

Η συχνότητα κρυολογήματος και γρίπης μειώνεται.

Η γήρανση του σώματος επιβραδύνεται.

Με την ηλικία, αναπόφευκτα εμφανίζεται μια ηλεκτρική εκκένωση του σώματός μας: με μείωση της αναλογίας του νερού σε αυτό (σχεδόν κατά το ένα τρίτο σε μεγάλη ηλικία), το ηλεκτρικό φορτίο στα κύτταρα πέφτει και η ηλεκτρική ανταλλαγή στους ιστούς μειώνεται. Τα ανιόντα βοηθούν στη διατήρηση των ηλεκτρικών διεργασιών, παρατείνοντας έτσι τη ζωή μας.

Ήρθε η ώρα να θυμηθούμε τα μακρόβια συκώτια που ζουν σε ορεινές περιοχές, όπου η συγκέντρωση χαρούμενων ιόντων είναι η υψηλότερη.

Τα αεριόντα πυροδοτούν διαδικασίες αυτο-αναγέννησης στο σώμα μας, ενισχύοντας το ανοσοποιητικό σύστημα.

Η νοητική δραστηριότητα βελτιώνεται λόγω της καλύτερης παροχής οξυγόνου στον εγκέφαλο.

Τα ανιόντα καθαρίζουν τον εναέριο χώρο τέλεια και για μεγάλο χρονικό διάστημα:

Από βακτήρια, ιούς, σπόρια μούχλας, σκόνη, γύρη και άλλα αλλεργιογόνα.
από τον καπνό του τσιγάρου και άλλα πτητικά δηλητήρια.

Τα αεριόντα έλκονται από επιβλαβή σωματίδια θετικών ιόντων και αλλάζουν το φορτίο τους σε αρνητικό. Ως αποτέλεσμα, οι ρύποι γίνονται βαρύτεροι και καθιζάνουν στο πάτωμα και σε άλλες επιφάνειες, αφήνοντας τον αέρα και χάνοντας την ευκαιρία να εισέλθουν στην αναπνευστική μας οδό.

Πηγές:

Η φύση είναι ο πιο αξιόπιστος προμηθευτής ιόντων αέρα. Δημιουργούνται από την κοσμική ακτινοβολία, τη ραδιενέργεια του φλοιού της γης και τα φυσικά φαινόμενα.

Τα περισσότερα ιόντα αέρα σχηματίζονται στα βουνά, κοντά σε έναν καταρράκτη, σε ένα φουρτουνιασμένο ποτάμι, στο σερφ, στο δάσος, μετά από καταιγίδα, καταιγίδα, βροχή και χιονόπτωση.

Είναι η υψηλή περιεκτικότητα σε ανιόντα που εξηγεί τη θεραπευτική επίδραση της παραμονής σε ορεινά και θαλάσσια θέρετρα, όπου κυριολεκτικά «θεραπευόμαστε με αέρα».

Δυστυχώς, το αστικό περιβάλλον μας στερεί σχεδόν πλήρως τις βιταμίνες του αέρα. Επιβλαβείς βιομηχανικές εκπομπές, κυκλοφοριακή συμφόρηση, ηλεκτρομαγνητική ακτινοβολία, πανταχού παρόν Wi-Fi, συνολική χημεία, σκόνη - όλα αυτά είναι δολοφόνοι αρνητικών ηλεκτρονίων.

Συγκριτικά, ο αέρας έξω από τις πόλεις περιέχει περίπου 6 χιλιάδες σωματίδια σκόνης σε 1 ml. Ο αέρας μιας βιομηχανικής πόλης περιέχει εκατομμύρια από αυτά σε 1 ml.

Πώς να πάρετε αρνητικά ιόντα στο σπίτι:

Το ντους είναι μια καλή πηγή αρνητικών ιόντων. Γι' αυτό μετά από μια πρωινή διαδικασία νερού νιώθουμε πιο ενεργητικοί.

Αερίζουμε το σπίτι, υπάρχουν περισσότερα ιόντα αέρα έξω από το παράθυρο παρά στο διαμέρισμα.

Εάν είναι δυνατόν, αγοράζουμε μια γεννήτρια ιόντων. Η κριτική τους θα ακολουθήσει σε επόμενες δημοσιεύσεις.

Διαμορφώνουμε τον χώρο διαβίωσης. Τα φυτά εσωτερικού χώρου βελτιώνουν το μικροκλίμα παράγοντας οξυγόνο, ιόντα αέρα και φυτοκτόνα.

Περπατάμε ξυπόλητοι και γειωνόμαστε.

Μειώνουμε τους παράγοντες που εξουδετερώνουν τα αρνητικά ιόντα:

Προσπαθούμε να περιβάλλουμε τον εαυτό μας με φυσικά υλικά (έπιπλα, κουρτίνες, χαλιά, καλύμματα, πετσέτες κ.λπ.).

Απενεργοποιούμε τις ηλεκτρικές συσκευές από το δίκτυο όταν δεν τις χρησιμοποιούμε.

Κάνουμε υγρό καθάρισμα πιο συχνά, αφαιρώντας τη σκόνη.

Η ισορροπία ιόντων είναι το κλειδί για την υγεία

Χρειαζόμαστε ιόντα αέρα για κανονική ζωή. Εν τω μεταξύ, τα στατιστικά είναι απογοητευτικά.

Σε ορεινά ποτάμια και καταρράκτες - ξεπερνά τις 50 χιλιάδες,

Σε δάση και λιβάδια - φτάνει τα 1,5 χιλιάδες,

Σε ανοιχτό πεδίο - περίπου 1 χιλιάδες,

Στην ατμόσφαιρα των μεγαλουπόλεων - μόλις φτάνει τα 200 κομμάτια,

Σε κατοικίες και γραφεία υπάρχουν το πολύ 25-50 ανιόντα, αμελητέα για την υγεία.

Οι περιοδικές μετρήσεις της συγκέντρωσης ανιόντων στον αέρα των κεντρικών δρόμων μεγάλων πόλεων, όπως η Μόσχα, η Αγία Πετρούπολη, το Μόναχο, το Σίδνεϊ, το Δουβλίνο, το Παρίσι, η Ζυρίχη, έδειξαν καταστροφικά αποτελέσματα: το μεσημέρι - από 50 έως 200 ανά 1 κυβικό εκατοστό, το οποίο είναι μικρότερο από τον κανόνα κατά δύο - τέσσερις φορές.

Η κανονική αναλογία αρνητικών προς θετικών ιόντων πρέπει να είναι 1,5 (60% ανιόντα έως 40% κατιόντα).

Ωστόσο, το ισοζύγιο ιόντων στις πόλεις δεν πληροί αυτή την απαίτηση. Τα θετικά ιόντα κυριαρχούν, επηρεάζοντας την ευεξία και τη ζωτικότητά μας.

Παρεμπιπτόντως, η ισορροπία των ιόντων διαταράχθηκε τον 20ο αιώνα λόγω των διαδικασιών εκβιομηχάνισης και αστικοποίησης.

Γιατί είναι επικίνδυνη η ανισορροπία ιόντων;

Με την περίσσεια κατιόντων, η υγεία επιδεινώνεται, μπορεί να εμφανίσουμε αϋπνία, ναυτία, ημικρανίες, ευερεθιστότητα, στρες, κατάθλιψη, απογοήτευση

λειτουργία του θυρεοειδούς και άλλα προβλήματα που περιγράφονται παραπάνω.

Η ευαισθησία στα ιόντα διαφέρει από άτομο σε άτομο. Οι πιο ευαίσθητοι στην ιοντική ανισορροπία είναι οι γυναίκες, τα παιδιά, τα άτομα με κακή υγεία και άγχος και οι ηλικιωμένοι.

Περίληψη

Υπό το πρίσμα των παραπάνω, ας προσθέσουμε στη γνωστή φράση: «Ο άνθρωπος είναι ό,τι τρώει και ό,τι αναπνέει». Η γενική μας υγεία, η αντίσταση του σώματος και το προσδόκιμο ζωής εξαρτώνται από την ποιότητα της ατμόσφαιρας.

Τα θετικά και αρνητικά ιόντα είναι δείκτες του αέρα που αναπνέουμε και της ευημερίας μας. Αν έχετε αϋπνία, κούραση, νευρικότητα και ζείτε σε πόλη, προσέξτε τι αναπνέετε.

Καθαρός, πλούσιος σε ανιόντα αέρας για εσάς!

Προετοιμασία:

• Η θεραπευτική δράση των αρνητικών ιόντων
• Επισκόπηση των γεννητριών ιονισμού
• Γιατί να πηγαίνεις ξυπόλητοι
• Γιατί είναι επικίνδυνο το όζον;

Elena Valve για το έργο Sleepy Cantata

Περιεχόμενα του άρθρου

ΧΗΜΕΙΑ,η επιστήμη των χημικών στοιχείων, των ενώσεων και των μετασχηματισμών τους που συμβαίνουν ως αποτέλεσμα χημικών αντιδράσεων. Μελετά από ποιες ουσίες αποτελείται αυτό ή εκείνο το αντικείμενο. γιατί και πώς σκουριάζει ο σίδηρος και γιατί ο κασσίτερος δεν σκουριάζει. τι συμβαίνει με τα τρόφιμα στο σώμα; γιατί ένα διάλυμα αλατιού άγει ηλεκτρισμό, αλλά ένα διάλυμα ζάχαρης όχι. Γιατί κάποιες χημικές αλλαγές συμβαίνουν γρήγορα και άλλες αργά; Το κύριο καθήκον της χημείας είναι να αποσαφηνίσει τη φύση της ύλης η κύρια προσέγγιση για την επίλυση αυτού του προβλήματος είναι η αποσύνθεση της ύλης σε απλούστερα συστατικά και η σύνθεση νέων ουσιών. Χρησιμοποιώντας αυτή την προσέγγιση, οι χημικοί έχουν μάθει να αναπαράγουν πολλές φυσικές χημικές ουσίες και να δημιουργούν υλικά που δεν υπάρχουν στη φύση. Στα χημικά εργοστάσια, ο άνθρακας, το πετρέλαιο, τα μεταλλεύματα, το νερό και το ατμοσφαιρικό οξυγόνο μετατρέπονται σε απορρυπαντικά και βαφές, πλαστικά και πολυμερή, φάρμακα και κράματα μετάλλων, λιπάσματα, ζιζανιοκτόνα και εντομοκτόνα κ.λπ. Ένας ζωντανός οργανισμός μπορεί επίσης να θεωρηθεί ως ένα πολύπλοκο χημικό φυτό στο οποίο χιλιάδες ουσίες εισέρχονται σε επακριβώς ρυθμιζόμενες χημικές αντιδράσεις.

ΣΤΟΙΧΕΙΑ ΚΑΙ ΣΥΝΔΕΣΕΙΣ

Στοιχεία

Η μελέτη μιας σύνθετης ουσίας ξεκινά με προσπάθειες αποσύνθεσής της σε απλούστερες. Η απλούστερη μορφή ύλης, στην οποία διατηρείται ένα ορισμένο σύνολο φυσικών και χημικών ιδιοτήτων, ονομάζεται χημικό στοιχείο. Τα χημικά στοιχεία είναι σωματίδια ύλης που είναι μια συλλογή ατόμων με το ίδιο πυρηνικό φορτίο. Το υδρογόνο, το οξυγόνο, το χλώριο, το νάτριο, ο σίδηρος είναι όλα στοιχεία. Ένα στοιχείο δεν μπορεί να αναλυθεί σε απλούστερα συστατικά με συμβατικές μεθόδους: θερμότητα, φως, ηλεκτρισμός ή οποιαδήποτε άλλη ουσία. Αυτό απαιτεί κολοσσιαία ποσότητα ενέργειας, ειδικό εξοπλισμό (για παράδειγμα, έναν επιταχυντή σωματιδίων) ή υψηλές θερμοκρασίες συγκρίσιμες με τις θερμοκρασίες στα βάθη του Ήλιου. Από τα 109 γνωστά στοιχεία, ενενήντα δύο στοιχεία υπάρχουν στη φύση, τα υπόλοιπα λαμβάνονται τεχνητά. Όλα αυτά συστηματοποιούνται στον περιοδικό πίνακα των στοιχείων, όπου κάθε στοιχείο έχει τον δικό του αύξοντα αριθμό, που ονομάζεται ατομικός αριθμός ( εκ. ΧΗΜΙΚΑ ΣΤΟΙΧΕΙΑ;

Συνδέσεις

Τα στοιχεία συνδυάζονται μεταξύ τους για να σχηματίσουν σύνθετες ουσίες - χημικές ενώσεις. Το αλάτι, το νερό, η σκουριά, το καουτσούκ είναι παραδείγματα ενώσεων. Μια ένωση αποτελείται από στοιχεία, αλλά συνήθως δεν μοιάζει με κανένα από αυτά στις ιδιότητες και την εμφάνισή της. Έτσι, η σκουριά σχηματίζεται από την αλληλεπίδραση αερίου - οξυγόνου με μέταλλο - σίδηρο και οι πρώτες ύλες για την παραγωγή πολλών ινών είναι ο άνθρακας, το νερό και ο αέρας. Είναι η ατομικότητα των ιδιοτήτων που είναι ένα από τα χαρακτηριστικά που διακρίνουν μια ένωση από ένα απλό μείγμα. Ένα άλλο, και πιο σημαντικό, χαρακτηριστικό μιας ένωσης είναι ότι τα στοιχεία συνδυάζονται πάντα μεταξύ τους σε ορισμένες αναλογίες μάζας. Για παράδειγμα, το νερό αποτελείται από 2.016 μέρη κατά μάζα υδρογόνου και 16.000 μέρη κατά μάζα οξυγόνου. Η αναλογία μάζας μεταξύ υδρογόνου και οξυγόνου στα νερά του Βόλγα και των πάγων της Ανταρκτικής είναι ίδια και ίση με 1:8. Με άλλα λόγια, κάθε χημική ένωση έχει μια πολύ συγκεκριμένη σύνθεση, δηλ. περιέχει πάντα τα ίδια στοιχεία στους ίδιους λόγους μάζας. Αυτός είναι ένας από τους βασικούς χημικούς νόμους - ο νόμος της σταθερότητας της σύνθεσης.

Πολλά στοιχεία σχηματίζουν πολλές ενώσεις. Έτσι, εκτός από το νερό, είναι γνωστή μια άλλη ένωση υδρογόνου και οξυγόνου - το υπεροξείδιο του υδρογόνου, το οποίο αποτελείται από 2.016 μέρη υδρογόνου και 32 μέρη οξυγόνου. Εδώ, το υδρογόνο και το οξυγόνο έχουν αναλογία μάζας 1:16, η οποία είναι ακριβώς διπλάσια από την αναλογία τους στο νερό. Αυτό το παράδειγμα επεξηγεί τον νόμο των πολλαπλών αναλογιών: εάν δύο στοιχεία σχηματίζουν πολλές ενώσεις μεταξύ τους, τότε οι ποσότητες μάζας ενός στοιχείου που συνδυάζονται με την ίδια ποσότητα μάζας ενός άλλου σχετίζονται μεταξύ τους ως μικροί ακέραιοι.

Άτομα και μόρια

Οι έννοιες των ατόμων και των μορίων είναι βασικές στη χημεία. Ένα άτομο είναι το μικρότερο σωματίδιο ενός στοιχείου, που διαθέτει όλες τις ιδιότητές του, και ένα μόριο είναι το μικρότερο σωματίδιο μιας ένωσης, που διαθέτει τις ιδιότητές του και μπορεί να υπάρχει ανεξάρτητη ύπαρξη. Η ατομική ιδέα χρονολογείται από τον 6ο-5ο αιώνα. Π.Χ και ανήκει στους αρχαίους Έλληνες φιλοσόφους Λεύκιππο και τον μαθητή του Δημόκριτο. Σύμφωνα με τις ιδέες τους, η ύλη αποτελείται από τα μικρότερα αδιαίρετα σωματίδια - άτομα, που δημιουργούνται από το ίδιο πρωτογενές υλικό. Είναι αλήθεια ότι κανένας από αυτούς τους φιλοσόφους δεν προσδιόρισε τι ήταν αυτό το υλικό. Στη συνέχεια, η ατομική θεωρία αναπτύχθηκε από έναν άλλο Έλληνα φιλόσοφο, τον Επίκουρο (4ος–3ος αι. π.Χ.). Υποστήριξε ότι τα άτομα έχουν βάρος και κινούνται σε οριζόντιες και κάθετες κατευθύνσεις, αλληλεπιδρώντας μεταξύ τους. Παρόμοιες ιδέες εξέφρασε και ο Ρωμαίος ποιητής Λουκρήτιος τον 1ο αιώνα. π.Χ., παρακολουθώντας κηλίδες σκόνης να χορεύουν σε μια ηλιοφάνεια. Τέλος, το 1804–1810, ο Άγγλος χημικός και φυσικός J. Dalton ανέπτυξε μια ατομική θεωρία, η οποία περιλάμβανε τους νόμους των πολλαπλών αναλογιών και της σταθερότητας της σύνθεσης. Ωστόσο, πειστικές αποδείξεις για την ύπαρξη ατόμων αποκτήθηκαν μόνο τον 20ο αιώνα. Όταν ο Λουκρήτιος υποστήριξε ότι τα σωματίδια σκόνης ωθούνται από αόρατα ρεύματα κινούμενων ατόμων, δεν ήταν τόσο μακριά από την αλήθεια: τα ρεύματα αέρα μπορούν πράγματι να προκαλέσουν το χορό τους, αλλά ακόμη και στον ήρεμο αέρα σωματίδια σκόνης ή καπνού βρίσκονται σε συνεχή κίνηση. Αυτό το φαινόμενο ονομάζεται κίνηση Brown. Δύο χιλιετίες μετά τον Λουκρήτιο, ο Γάλλος επιστήμονας J. Perrin, οπλισμένος με μικροσκόπιο και μαθηματική θεωρία, μελέτησε τις τυχαίες διαδρομές των αιωρούμενων σωματιδίων χρώματος και υπολόγισε τον αριθμό των αόρατων μορίων των οποίων η πρόσκρουση τα έκανε να κινηθούν. Μόλις μετρήθηκαν τα άτομα και τα μόρια, η ίδια η ύπαρξή τους έγινε πολύ πιο πειστική.

Ατομική δομή

Σύμφωνα με τις σύγχρονες αντιλήψεις, το άτομο περιέχει έναν κεντρικό πυρήνα, οι διαστάσεις του οποίου είναι πολύ μικρές σε σύγκριση με το άτομο ως σύνολο. Ο πυρήνας φέρει θετικό ηλεκτρικό φορτίο και περιβάλλεται από ένα διάχυτο κέλυφος (σύννεφο) αρνητικά φορτισμένων ηλεκτρονίων, το οποίο καθορίζει το μέγεθος του ατόμου. Διάμετρος ατόμου – περίπου. 10–8 cm, η διάμετρος του πυρήνα είναι 10.000 φορές μικρότερη και ίση με περίπου 10–12 cm Το πιο απλό από τα άτομα - το άτομο υδρογόνου - έχει μόνο ένα σωματίδιο στον πυρήνα - ένα πρωτόνιο. Ο πυρήνας των ατόμων άλλων στοιχείων περιέχει περισσότερα από ένα πρωτόνια, καθώς και νετρόνια - σωματίδια κοντά σε πρωτόνια σε μάζα, αλλά χωρίς ηλεκτρικό φορτίο. Το φορτίο ενός πυρήνα ονομάζεται ατομικός (ή ατομικός) αριθμός του. Ο ατομικός αριθμός είναι ίσος με τον αριθμό των πρωτονίων στον πυρήνα και καθορίζει τη χημική φύση του στοιχείου. Έτσι, ένα άτομο με πυρηνικό φορτίο +26 περιέχει 26 πρωτόνια στον πυρήνα και αντιπροσωπεύει το στοιχείο σίδηρος. Ο πυρήνας ενός ατόμου σιδήρου περιβάλλεται από 26 ηλεκτρόνια, επομένως το άτομο ως σύνολο είναι ηλεκτρικά ουδέτερο.

Ο συνολικός αριθμός πρωτονίων και νετρονίων στον πυρήνα ονομάζεται μαζικός αριθμός, αφού σχεδόν ολόκληρη η μάζα του ατόμου συγκεντρώνεται σε αυτά τα σωματίδια. Ο αριθμός των νετρονίων που περιέχονται στους πυρήνες των ατόμων ενός δεδομένου στοιχείου, σε αντίθεση με τον αριθμό των πρωτονίων, μπορεί να ποικίλλει. Τα άτομα του ίδιου στοιχείου των οποίων οι πυρήνες περιέχουν διαφορετικούς αριθμούς νετρονίων ονομάζονται ισότοπα. Η λέξη "ισότοπο" είναι ελληνικής προέλευσης. σημαίνει "το ίδιο μέρος" - διαφορετικά ισότοπα ενός στοιχείου καταλαμβάνουν την ίδια θέση στον περιοδικό πίνακα του περιοδικού πίνακα (PERIODIC SYSTEM OF ELEMENTS) και έχουν πολύ παρόμοιες χημικές ιδιότητες. Έτσι, το υδρογόνο (μαζικός αριθμός 1) έχει ένα ισότοπο, το δευτέριο, στον πυρήνα του οποίου υπάρχει ένα πρωτόνιο και ένα νετρόνιο (αριθμός μάζας, αντίστοιχα, είναι 2). Και τα δύο ισότοπα υφίστανται τις ίδιες χημικές αντιδράσεις, αλλά όχι πάντα με την ίδια ευκολία.

Ο όρος «ατομική μάζα» σημαίνει τη μάζα ενός ατόμου ενός στοιχείου, εκφρασμένη σε μονάδες της μάζας ενός ατόμου του ισοτόπου άνθρακα 12 C, η οποία γενικά θεωρείται ίση με τον αριθμό μάζας του - 12.0000 (η ατομική μάζα ενός ισοτόπου είναι κοντά στον μαζικό του αριθμό, αλλά όχι ίσος με αυτόν, αφού κατά τον σχηματισμό του ατομικού ο πυρήνας χάνει μέρος της μάζας του ως ενέργεια). Πριν από το 1961, οι ατομικές μάζες των στοιχείων προσδιορίζονταν σε σχέση με τον μέσο αριθμό μάζας για ένα μείγμα ισοτόπων οξυγόνου, ίσο με 16.0000. Η ατομική μάζα ενός στοιχείου που υπάρχει στη φύση ως μείγμα ισοτόπων είναι η μέση τιμή των ατομικών μαζών όλων των ισοτόπων, λαμβάνοντας υπόψη την αφθονία τους στη φύση. Η μοριακή μάζα είναι ίση με το άθροισμα των μαζών των ατόμων των στοιχείων που αποτελούν το μόριο. Για παράδειγμα, λένε. η μάζα του νερού είναι ίση με το άθροισμα 2 1.008 (δύο άτομα υδρογόνου) + 16.0000 (ένα άτομο οξυγόνου), δηλ. 18.016.

Ηλεκτρονικό σύννεφο

Οι φυσικές και χημικές ιδιότητες των ατόμων, και κατά συνέπεια της ύλης στο σύνολό της, καθορίζονται σε μεγάλο βαθμό από τα χαρακτηριστικά του νέφους ηλεκτρονίων γύρω από τον ατομικό πυρήνα. Ένας θετικά φορτισμένος πυρήνας έλκει αρνητικά φορτισμένα ηλεκτρόνια. Τα ηλεκτρόνια περιστρέφονται γύρω από τον πυρήνα τόσο γρήγορα που είναι αδύνατο να προσδιοριστεί με ακρίβεια η θέση τους. Τα ηλεκτρόνια που κινούνται γύρω από τον πυρήνα μπορούν να συγκριθούν με σύννεφο ή ομίχλη, περισσότερο ή λιγότερο πυκνά σε ορισμένα σημεία και εντελώς αραιά σε άλλα. Το σχήμα του ηλεκτρονιακού νέφους, καθώς και η πιθανότητα εύρεσης ηλεκτρονίου σε οποιοδήποτε σημείο του, μπορούν να προσδιοριστούν λύνοντας τις αντίστοιχες εξισώσεις της κβαντομηχανικής. Οι περιοχές όπου είναι πιο πιθανό να βρεθούν ηλεκτρόνια ονομάζονται τροχιακά. Κάθε τροχιακό χαρακτηρίζεται από μια συγκεκριμένη ενέργεια και δεν μπορεί να περιέχει περισσότερα από δύο ηλεκτρόνια. Τυπικά, τα τροχιακά χαμηλότερης ενέργειας που βρίσκονται πιο κοντά στον πυρήνα γεμίζονται πρώτα, μετά τα τροχιακά υψηλότερης ενέργειας κ.λπ.

Μια συλλογή τροχιακών ηλεκτρονίων με παρόμοιες ενέργειες σχηματίζει ένα στρώμα (δηλαδή, ένα κέλυφος ή ένα επίπεδο ενέργειας). Τα επίπεδα ενέργειας αριθμούνται ξεκινώντας από τον πυρήνα του ατόμου: 1, 2, 3, .... Όσο πιο μακριά από τον πυρήνα, τόσο πιο ευρύχωρα είναι τα στρώματα και τόσο περισσότερα τροχιακά και ηλεκτρόνια μπορούν να φιλοξενήσουν. Ναι, επάνω n-ο επίπεδο n 2 τροχιακά, και μπορούν να φιλοξενήσουν έως και 2 n 2 ηλεκτρόνια. Σε γνωστά στοιχεία, τα ηλεκτρόνια βρίσκονται μόνο στα πρώτα επτά επίπεδα και μόνο τα τέσσερα πρώτα από αυτά είναι γεμάτα.

Υπάρχουν τέσσερις τύποι τροχιακών, ονομάζονται s, p, d και f. Σε κάθε επίπεδο (στρώμα) υπάρχει ένα s-τροχιακό, το οποίο περιέχει τα ηλεκτρόνια πιο στενά συνδεδεμένα με τον πυρήνα. Ακολουθούν τρία τροχιακά p, πέντε d τροχιακά και τέλος επτά τροχιακά f.

τα s-τροχιακά έχουν σχήμα σφαίρας, το p - το σχήμα ενός αλτήρα ή δύο σφαιρών που αγγίζουν, τα d-τροχιακά έχουν 4 "πέταλα" και τα f-τροχιακά έχουν 8. Σε διατομή, αυτά τα τροχιακά φαίνονται περίπου όπως φαίνεται στο η φιγούρα.

Τρία r-τα τροχιακά προσανατολίζονται στο χώρο κατά μήκος των αξόνων του ορθογώνιου συστήματος συντεταγμένων και ορίζονται ανάλογα p x, p yΚαι p z; ρε- Και φά-τα τροχιακά βρίσκονται επίσης σε ορισμένες γωνίες μεταξύ τους. σφαιρικός μικρό-τα τροχιακά δεν έχουν χωρικό προσανατολισμό.

Κάθε επόμενο στοιχείο σε μια περίοδο έχει ατομικό αριθμό ένα μεγαλύτερο από το προηγούμενο στοιχείο και περιέχει ένα ακόμη ηλεκτρόνιο. Αυτό το επιπλέον ηλεκτρόνιο καταλαμβάνει το επόμενο τροχιακό με αύξουσα σειρά. Πρέπει να ληφθεί υπόψη ότι τα ηλεκτρονικά στρώματα είναι διάχυτα και η ενέργεια ορισμένων τροχιακών των εξωτερικών στρωμάτων είναι χαμηλότερη από αυτή των εσωτερικών. Επομένως, για παράδειγμα, πρώτα γεμίζεται μικρό- τροχιακό τέταρτο επίπεδο (4 μικρό-τροχιακό), και μόνο αφού ολοκληρωθεί η πλήρωση 3 ρε-τροχιακά. Η σειρά πλήρωσης των τροχιακών είναι συνήθως η εξής: 1 μικρό, 2μικρό, 2σελ, 3μικρό, 3σελ, 4μικρό, 3ρε, 4σελ, 5μικρό, 4ρε, 5σελ, 6μικρό, 4φά, 5ρε, 6σελ, 7μικρό. Στη σημείωση που χρησιμοποιείται για την αναπαράσταση της διαμόρφωσης ηλεκτρονίων ενός στοιχείου, ο εκθέτης στο γράμμα που αντιπροσωπεύει το τροχιακό υποδεικνύει τον αριθμό των ηλεκτρονίων σε αυτό το τροχιακό. Για παράδειγμα, η καταχώριση 1 μικρό 2 2μικρό 2 2σελ 5 σημαίνει ότι με 1 μικρό-το τροχιακό ενός ατόμου περιέχει δύο ηλεκτρόνια, 2 μικρό-τροχιακά – δύο, στο 2 r– πέντε ηλεκτρόνια. Τα ουδέτερα άτομα που έχουν 8 ηλεκτρόνια στο εξωτερικό τους περίβλημα ηλεκτρονίων (δηλαδή είναι γεμάτα μικρό- Και r-τροχιακά) είναι τόσο σταθερά που πρακτικά δεν εισέρχονται σε καμία χημική αντίδραση. Αυτά είναι τα άτομα των αδρανών αερίων. Ηλεκτρονική διαμόρφωση ηλίου 1 μικρό 2, νέον – 2 μικρό 2 2σελ 6, αργό - 3 μικρό 2 3σελ 6, κρυπτό - 4 μικρό 2 3ρε 10 4σελ 6, xenon - 5 μικρό 2 4ρε 10 5σελ 6 και τέλος ραδόνιο - 6 μικρό 2 4φά 14 5ρε 10 6σελ 6 .

Μέταλλα και αμέταλλα

Σχεδόν όλα τα μέταλλα είναι σκληρές, γυαλιστερές ουσίες, αγώγουν καλά τον ηλεκτρισμό, είναι εύπλαστα και όλκιμα και με χύτευση μπορούν να χρησιμοποιηθούν για την παραγωγή προϊόντων σχεδόν οποιουδήποτε σχήματος. Πολλά αμέταλλα είναι αέρια. Τα στερεά αμέταλλα είναι συνήθως εύθραυστα, μερικές φορές διαφανή και δεν αγώγουν ηλεκτρισμό. Οι διαφορές στις ιδιότητες των μετάλλων και των μη μετάλλων γίνονται σαφείς αν γνωρίζετε τη δομή των ατόμων τους και την ηλεκτρονική τους διαμόρφωση. Το εξωτερικό κέλυφος ηλεκτρονίων των ατόμων μετάλλου είναι γεμάτο λιγότερο από το μισό, επομένως, όταν εισέρχονται σε χημικές αντιδράσεις, όλα τα μέταλλα τείνουν να απαλλαγούν από τα εξωτερικά ηλεκτρόνια, αποκτώντας μια σταθερή ηλεκτρονική διαμόρφωση. Έτσι, τείνουν να σχηματίζουν θετικά ιόντα. Αυτά τα εξωτερικά (κινητά) ηλεκτρόνια είναι υπεύθυνα για την ηλεκτρική αγωγιμότητα των μετάλλων, καθώς και για τις μηχανικές τους ιδιότητες. Αντίθετα, το εξωτερικό κέλυφος ηλεκτρονίων των ατόμων μη μετάλλου είναι πρακτικά γεμάτο. Τα αμέταλλα, συγκεκριμένα, περιλαμβάνουν αδρανή αέρια, τα οποία έχουν τον μέγιστο αριθμό ηλεκτρονίων στο εξωτερικό τους κέλυφος ηλεκτρονίων: το ήλιο έχει δύο, τα υπόλοιπα έχουν οκτώ. Στις χημικές αντιδράσεις, τα αμέταλλα είτε αποκτούν ηλεκτρόνια για να γίνουν αρνητικά ιόντα είτε σχηματίζουν ομοιοπολικό δεσμό.

ΧΗΜΙΚΟΙ ΔΕΣΜΟΙ, ΤΥΠΟΛΟΙ ΚΑΙ ΕΞΙΣΩΣΕΙΣ

Στοιχεία που δεν έχουν σταθερή ηλεκτρονιακή διαμόρφωση αδρανών αερίων τείνουν να την αποκτήσουν μπαίνοντας σε χημικές αντιδράσεις. Τα άτομα που στερούνται μικρού αριθμού ηλεκτρονίων για να επιτύχουν σταθερή διαμόρφωση ή, αντίθετα, έχουν μια μικρή περίσσευσή τους, συνήθως σχηματίζουν ηλεκτρικά φορτισμένα σωματίδια - ιόντα. Τα θετικά φορτισμένα ιόντα (που σχηματίζονται όταν χάνονται ηλεκτρόνια) ονομάζονται κατιόντα, τα αρνητικά φορτισμένα ιόντα (που σχηματίζονται όταν αποκτώνται ηλεκτρόνια) ονομάζονται ανιόντα. Το φορτίο ιόντων σπάνια ξεπερνά το 3, δηλ. Τα άτομα σπάνια χάνουν ή αποκτούν περισσότερα από τρία ηλεκτρόνια. άτομο νατρίου ( βλέπε διάγραμμα), σε συνδυασμό με ένα άτομο χλωρίου, χάνει ένα εξωτερικό ηλεκτρόνιο και μετατρέπεται σε κατιόν, και το άτομο χλωρίου αποκτά αυτό το ηλεκτρόνιο και γίνεται ανιόν. Τα εξωτερικά τους κελύφη ηλεκτρονίων γεμίζουν και περιέχουν οκτώ ηλεκτρόνια. Το κατιόν και το ανιόν έλκονται για να σχηματίσουν χλωριούχο νάτριο.

Τα ηλεκτρόνια του εξωτερικού κελύφους που συμμετέχουν στο σχηματισμό χημικών δεσμών ονομάζονται ηλεκτρόνια σθένους. (Το σθένος ενός στοιχείου είναι ίσο με τον αριθμό των δεσμών που μπορεί να σχηματίσει.) Ορισμένα στοιχεία και τα ηλεκτρόνια σθένους τους παρατίθενται στον παραπάνω πίνακα. Απαριθμεί επίσης τους ατομικούς αριθμούς των στοιχείων και τα πιο κοινά ιόντα. Τα στοιχεία που έχουν την ίδια ηλεκτρονική διαμόρφωση του εξωτερικού τους κελύφους και έχουν παρόμοιες φυσικές και χημικές ιδιότητες ομαδοποιούνται στον περιοδικό πίνακα στοιχείων σε ομάδες από I έως VIII και ο αριθμός της ομάδας συμπίπτει με τον αριθμό των ηλεκτρονίων σθένους.

Ο περιοδικός πίνακας στοιχείων βοηθά να κατανοήσουμε τι εξηγεί την ομοιότητα των στοιχείων που ανήκουν σε μια δεδομένη ομάδα και γιατί αυτά τα στοιχεία εξακολουθούν να διαφέρουν μεταξύ τους. Η ανακάλυψη του περιοδικού νόμου και η δημοσίευση του περιοδικού συστήματος από τον Ρώσο χημικό D.I Mendeleev το 1869 ήταν ένα σημαντικό βήμα στη συστηματοποίηση των ιδιοτήτων των γνωστών και στην πρόβλεψη χημικών στοιχείων που δεν έχουν ανακαλυφθεί.

Ιωνικός δεσμός

Τα αντίθετα φορτισμένα ιόντα έλκονται μεταξύ τους και πλησιάζουν μεταξύ τους, αλλά μόνο σε ένα ορισμένο όριο. Όταν η απόσταση μεταξύ των ιόντων γίνεται πολύ μικρή, τα νέφη ηλεκτρονίων τους αρχίζουν να απωθούνται μεταξύ τους και η περαιτέρω προσέγγιση καθίσταται αδύνατη. Έτσι, υπάρχει μια ορισμένη απόσταση στην οποία το ζεύγος ιόντων είναι πιο σταθερό. Αυτό ονομάζεται μήκος ιοντικού δεσμού. Η χωρική διάταξη των φορτισμένων σωματιδίων σε μια ουσία που έχει ιοντική κατάσταση είναι αυστηρά διατεταγμένη. Ένα παράδειγμα ιοντικών ενώσεων είναι το κοινό επιτραπέζιο αλάτι NaCl, στο οποίο το ιόν νατρίου Na + συνδέεται με το ιόν χλωρίου Cl – ή το χλωριούχο ασβέστιο CaCl 2 με την αναλογία μεταξύ ιόντων ασβεστίου Ca 2+ και ιόντων χλωρίου Cl – 1:2 . Τόσο το NaCl όσο και το CaCl 2 είναι ηλεκτρικά ουδέτερα.

Ομοιοπολικός δεσμός

Ένας άλλος κοινός τύπος δεσμού, ένας ομοιοπολικός δεσμός, εμφανίζεται όταν δύο άτομα μοιράζονται ένα (ή περισσότερα) ζεύγος ηλεκτρονίων. Σε έναν ομοιοπολικό δεσμό, τα άτομα συγκρατούνται μαζί με την ηλεκτροστατική έλξη των πυρήνων σε ένα κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων, σε αντίθεση με έναν ιοντικό δεσμό, ο οποίος βασίζεται στην ηλεκτροστατική έλξη μεταξύ των ίδιων των ιόντων. Οι ομοιοπολικοί δεσμοί σχηματίζονται συνήθως όταν οι πυρήνες των ατόμων προσελκύουν ηλεκτρόνια με περίπου την ίδια δύναμη. Ένας τέτοιος δεσμός υπάρχει, για παράδειγμα, στο μόριο χλωρίου ( βλέπε διάγραμμα). Υπάρχει ένας βολικός κανόνας για τον προσδιορισμό του τύπου δεσμού μεταξύ ατόμων δύο στοιχείων: εάν ένα στοιχείο βρίσκεται στην αριστερή πλευρά του περιοδικού πίνακα και το άλλο στη δεξιά, τότε ο δεσμός μεταξύ τους θα είναι ιοντικός ( εκ. στοιχεία που αναφέρονται στον παραπάνω πίνακα).

Εάν τα ηλεκτρόνια σθένους χαρακτηρίζονται με τελείες, η διαφορά μεταξύ των δύο τύπων δεσμών θα γίνει πιο ξεκάθαρη:

Ενώσεις όπως LiF, BeO ή BeF2 είναι ιοντικές. Οι ενώσεις των οποίων τα μόρια αποτελούνται από στοιχεία που είναι γειτονικά στον περιοδικό πίνακα είναι συνήθως ομοιοπολικές (CO 2, CF 4, NO 2, N 2, O 2, F 2). Είναι αλήθεια ότι ορισμένα μέταλλα σχηματίζουν τόσο ιοντικές όσο και ομοιοπολικές ενώσεις.

Δύο άτομα μπορούν να μοιράζονται δύο ή και τρία ζεύγη ηλεκτρονίων, σχηματίζοντας έναν διπλό ή τριπλό δεσμό:

Πολική σύνδεση

Μεταξύ αμιγώς ομοιοπολικών (Cl 2) και αμιγώς ιοντικών (LiF) δεσμών υπάρχει ένας ακόμη, ενδιάμεσος. Σχηματίζεται όταν διαφορετικά άτομα προσελκύουν ένα κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων με άνιση δύναμη. Η ικανότητα ενός ατόμου να προσελκύει ηλεκτρόνια που συμμετέχουν στο σχηματισμό ενός χημικού δεσμού ονομάζεται ηλεκτραρνητικότητα. Ένας καθαρά ιοντικός δεσμός σχηματίζεται μεταξύ ατόμων με σημαντικά διαφορετική ηλεκτραρνητικότητα. καθώς μειώνονται οι διαφορές στην ηλεκτραρνητικότητα, ο δεσμός αποκτά ένα ομοιοπολικό «συστατικό» και τελικά γίνεται καθαρά ομοιοπολικός. Η ηλεκτραρνητικότητα των ατόμων χλωρίου στο μόριο Cl 2 είναι η ίδια, επομένως ο δεσμός μεταξύ τους είναι ομοιοπολικός. Ο δεσμός H–O σε ένα μόριο νερού είναι κάπως ιοντικός στη φύση, καθώς το οξυγόνο είναι πιο ηλεκτραρνητικό από το υδρογόνο και έλκει ένα ζεύγος ηλεκτρονίων. Τέτοιοι δεσμοί ονομάζονται πολικοί και η πολικότητα του δεσμού αυξάνεται όσο αυξάνεται ο ιοντικός του χαρακτήρας.

Κατάσταση οξείδωσης

Η πολικότητα του δεσμού H–O απεικονίζει την έννοια της οξείδωσης (ολική ή μερική απώλεια ηλεκτρονίων), η οποία είναι πολύ χρήσιμη για την οπτική απεικόνιση της κατανομής των κοινών ηλεκτρονίων για τον μηχανισμό ορισμένων χημικών αντιδράσεων. Το άτομο οξυγόνου έλκει πιο έντονα το κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων, οπότε μπορούμε να πούμε ότι κερδίζει ένα επιπλέον ηλεκτρόνιο σε βάρος του ατόμου υδρογόνου. Τυπικά, ένα άτομο οξυγόνου σχηματίζει δύο δεσμούς, όπως στο μόριο H 2 O, επομένως, έλκει δύο ηλεκτρόνια προς τον εαυτό του και έχει μια κατάσταση οξείδωσης -2. Δεδομένου ότι το άτομο υδρογόνου φαίνεται να χάνει ένα ηλεκτρόνιο, η κατάσταση οξείδωσής του είναι +1. Η κατάσταση οξείδωσης του οξυγόνου διαφέρει από -2 στις ενώσεις που ονομάζονται υπεροξείδια, για παράδειγμα στο υπεροξείδιο του υδρογόνου H 2 O 2. Εδώ, κάθε άτομο οξυγόνου μοιράζεται ένα ηλεκτρόνιο με ένα άλλο άτομο και λαμβάνει ένα ηλεκτρόνιο από το άτομο υδρογόνου. Επομένως, η κατάσταση οξείδωσης του οξυγόνου στο υπεροξείδιο του υδρογόνου είναι -1. Η κατάσταση οξείδωσης ενός μεμονωμένου ατόμου ή μορίου (Mg, Cl 2, O 2) είναι μηδέν. Σε μια ουδέτερη ένωση, το άθροισμα των καταστάσεων οξείδωσης όλων των ατόμων είναι μηδέν, σε μια φορτισμένη ένωση - το συνολικό φορτίο.

Αυτοί οι κανόνες σας επιτρέπουν να υπολογίσετε την κατάσταση οξείδωσης ενός ατόμου σε κάθε συγκεκριμένη ένωση. Σε ένα μόριο SO 2, δύο άτομα οξυγόνου αθροίζονται σε κατάσταση οξείδωσης -4, και εφόσον η συνολική κατάσταση οξείδωσης ενός μορίου πρέπει να είναι μηδέν, η κατάσταση οξείδωσης του S είναι +4. Στο ανιόν SO 4 2–, η κατάσταση οξείδωσης του θείου είναι +6 και στο H 2 S είναι –2. Στο πιο ηλεκτραρνητικό στοιχείο εκχωρείται το σύμβολο μείον.

Φόρμουλες

Επειδή οι αριθμοί των ατόμων σε ένα μόριο σχετίζονται μεταξύ τους ως μικροί ακέραιοι αριθμοί, η σύνθεση ενός μορίου μπορεί να αναπαρασταθεί χρησιμοποιώντας τα σύμβολα των χημικών στοιχείων και τους αριθμούς που υποδεικνύουν τον αριθμό των ατόμων κάθε στοιχείου. Έτσι, ένα μόριο νερού, το οποίο αποτελείται από δύο άτομα υδρογόνου και ένα άτομο οξυγόνου, έχει τον τύπο H 2 O. υπεροξείδιο του υδρογόνου, σε ένα μόριο του οποίου υπάρχουν δύο άτομα κάθε στοιχείου - H 2 O 2. Ο τύπος του μονοξειδίου του άνθρακα είναι CO, το διοξείδιο είναι CO 2, αφού τα μόρια αυτών των ενώσεων περιέχουν, αντίστοιχα, ένα άτομο άνθρακα και ένα άτομο οξυγόνου ή ένα άτομο άνθρακα και δύο άτομα οξυγόνου. Ο τύπος FeS04 αντιστοιχεί σε θειικό σίδηρο(II). το μόριο αυτής της ένωσης περιέχει ένα άτομο σιδήρου και θείου και τέσσερα άτομα οξυγόνου. Η συλλογή των ατόμων που σχηματίζουν μια συγκεκριμένη ομάδα συνήθως περιγράφεται με μία λέξη. Για παράδειγμα, το SO 4 2– είναι μια θειική ομάδα, είναι μέρος τέτοιων ενώσεων όπως το θειικό αργίλιο Al 2 (SO 4) 3 και ο θειικός σίδηρος (III) Fe 2 (SO 4) 3. Ένα άλλο παράδειγμα είναι η νιτρική ομάδα NO 3 –, η οποία είναι μέρος του νιτρικού αμμωνίου NH 4 NO 3.

Τα ιόντα αντιπροσωπεύονται προσθέτοντας ένα σύμβολο «+» ή «–» στο σύμβολο του στοιχείου ή της ομάδας. Για παράδειγμα, το Na + είναι ένα ιόν νατρίου, το Cl – είναι ένα ιόν χλωρίου, το SO 4 2– είναι ένα θειικό ιόν, το Fe 2+ είναι ένα ιόν σιδήρου (II), το Fe 3+ είναι ένα ιόν σιδήρου (III). Τα δύο τελευταία ιόντα λαμβάνονται από το άτομο σιδήρου αφαιρώντας δύο και τρία ηλεκτρόνια, αντίστοιχα.

Δομικοί τύποι

δείξτε ξεκάθαρα από ποια άτομα αποτελούνται τα μόρια και με ποιους δεσμούς συνδέονται. Τα κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων ή οι ομοιοπολικοί δεσμοί υποδεικνύονται με παύλες. Για παράδειγμα, εξετάστε την αιθυλική αλκοόλη. Ο συνήθης χημικός τύπος του είναι C 2 H 5 OH. Μια άλλη ένωση, ο διμεθυλαιθέρας, έχει τον ίδιο τύπο και η διαφορά μεταξύ αυτών των ενώσεων μπορεί να φανεί μόνο γράφοντας τους δομικούς τους τύπους:

Φυσικά, τέτοιοι τύποι καταλαμβάνουν περισσότερο χώρο από τους συμβατικούς (CH 3 –CH 2 –OH και CH 3 –O–CH 3 ή C 2 H 5 OH και CH 3 OCH 3). Επομένως, στους δομικούς τύπους των κυκλικών ενώσεων άνθρακα, τα χημικά σύμβολα συχνά παραλείπονται, που απεικονίζουν μόνο έναν δακτύλιο δεσμών μεταξύ ατόμων άνθρακα. Παρακάτω είναι ο πλήρης δομικός τύπος του βενζολίου ( αριστερά) και δακτύλιο βενζολίου ( δικαίωμα):

Εξισώσεις

Οι χημικές αντιδράσεις μπορούν να αναπαρασταθούν ως εξισώσεις. Στην περίπτωση αυτή, οι χημικοί τύποι των αντιδρώντων βρίσκονται στην αριστερή πλευρά, τα προϊόντα αντίδρασης βρίσκονται στη δεξιά και μεταξύ τους υπάρχει ένα σύμβολο ίσου (=), μονοκατευθυντικό (→) ή αμφίδρομο ↔ βέλος ή διπλά βέλη. Το πρόσημο ίσου σημαίνει ότι σχηματίζονται άλλες ουσίες από αυτές τις ουσίες και ένα βέλος διπλής κεφαλής ή διπλά βέλη υποδεικνύουν ότι η αντίδραση μπορεί να προχωρήσει και προς τις δύο κατευθύνσεις και ότι δημιουργείται μια δυναμική ισορροπία μεταξύ των αντιδρώντων και των προϊόντων. Ένα μόνο βέλος αντικαθιστά μερικές φορές το σύμβολο ίσου, αλλά πιο συχνά σημαίνει ότι η αντίδραση πηγαίνει μόνο προς μία κατεύθυνση. Έτσι, η εξίσωση 2Cl Cl 2 λέει ότι δύο άτομα χλωρίου συνδυάζονται για να σχηματίσουν ένα μόριο και η αντίδραση μπορεί να προχωρήσει προς την αντίθετη κατεύθυνση. Αυτή η αντίδραση, όπως και πολλές άλλες, επηρεάζεται από τις συνθήκες υπό τις οποίες διεξάγεται, όπως η θερμοκρασία. Στην αντίδραση 2ClCl2, σχηματίζεται ένα μόριο χλωρίου σε θερμοκρασία δωματίου και το ατομικό χλώριο σχηματίζεται σε υψηλότερη θερμοκρασία. Μερικές φορές αυτοί οι όροι υποδεικνύονται πάνω από το βέλος. Έτσι, αντί για την παραπάνω αντίδραση, μπορούμε να γράψουμε:

Εάν το μίγμα της αντίδρασης θερμανθεί, το ελληνικό γράμμα δέλτα, D, τοποθετείται μερικές φορές πάνω από το βέλος. Η φυσική κατάσταση των αντιδραστηρίων και των προϊόντων αντίδρασης υποδεικνύεται με τα γράμματα g., l., tv., aq., που σημαίνει, αντίστοιχα, αέριο, υγρό, στερεό, υδατικό διάλυμα. Άρα η εξίσωση

δείχνει ότι όταν θερμαίνεται ένα υδατικό διάλυμα όξινου ανθρακικού ασβεστίου, σχηματίζεται ένα στερεό ίζημα από ανθρακικό ασβέστιο, αέριο διοξείδιο του άνθρακα και νερό (σε μορφή ατμού ή υγρού ανάλογα με τη θερμοκρασία).

Ισορροπημένες εξισώσεις

Η αντίδραση μεταξύ θειικού οξέος και υδροξειδίου του νατρίου για τον σχηματισμό θειικού νατρίου και νερού μπορεί να γραφτεί ως NaOH + H 2 SO 4 = H 2 O + Na 2 SO 4. Στην πραγματικότητα, αυτή η εξίσωση δεν είναι ακριβής, καθώς ο αριθμός των ατόμων του ίδιου στοιχείου και στις δύο πλευρές της εξίσωσης θα πρέπει να είναι ο ίδιος, αλλά εδώ υπάρχει ένα άτομο νατρίου στην αριστερή πλευρά και δύο στη δεξιά. Για να εξισωθεί ο αριθμός των ατόμων Na, πρέπει να τοποθετηθεί ένας παράγοντας 2 μπροστά από το NaOH. Ομοίως, ο αριθμός των ατόμων υδρογόνου και οξυγόνου πρέπει να εξισωθεί. Ως αποτέλεσμα, η εξίσωση θα πάρει τη μορφή

Παρόμοιες διαδικασίες πρέπει να εκτελούνται πριν χρησιμοποιηθεί η εξίσωση για οποιουσδήποτε υπολογισμούς.

Ιωνικές εξισώσεις

Πολλές ουσίες στο διάλυμα διασπώνται σε ιόντα, τα οποία μπορούν να εισέλθουν σε χημικές αντιδράσεις. Ως παράδειγμα, εξετάστε την παραπάνω αντίδραση μεταξύ υδροξειδίου του νατρίου και θειικού οξέος διαλυμένου σε νερό. Η αντίδραση γραμμένη σε ιοντική μορφή θα έχει τη μορφή

Ο ιονισμός του νερού δεν εμφανίζεται εδώ. Σημειώστε ότι ο αριθμός των ιόντων νατρίου και θειικών δεν αλλάζει, μόνο τα ιόντα υδροξυλίου και τα ιόντα υδρογόνου αλληλεπιδρούν, επομένως η συνολική αντίδραση μπορεί να γραφεί ως

Αναλογίες μάζας

Γνωρίζοντας τον χημικό τύπο μιας ένωσης και τις ατομικές μάζες, μπορεί κανείς να βρει τις σχέσεις μεταξύ των μαζών των στοιχείων που αποτελούν την ένωση. Ας εξετάσουμε την ένωση Fe 2 O 3 - οξείδιο σιδήρου(III), συνηθισμένη σκουριά. Βρείτε τις ατομικές μάζες των στοιχείων του περιοδικού πίνακα και αθροίστε τις:

Η αναλογία του σιδήρου στο οξείδιο του σιδήρου(III) είναι 111,6940/159,6922 = 0,6994, ή 69,94%. 159.6922 - αυτό είναι mol. μάζα οξειδίου του σιδήρου (III).

Επεκτείνοντας αυτή την αρχή στις χημικές εξισώσεις, μπορούμε να υπολογίσουμε πόση ποσότητα από κάθε αντιδρών πρέπει να ληφθεί έτσι ώστε στο τέλος της αντίδρασης κανένα από αυτά να μην μείνει αχρησιμοποίητο και μπορούμε επίσης να υπολογίσουμε πόσα διαφορετικά προϊόντα σχηματίζονται κατά τη διάρκεια της αντίδρασης. Έτσι, στην αντίδραση οξείδωσης του σιδήρου

4·55,8470 = 223,3880 g σιδήρου αντιδρούν με 6·15,9994 = 95,9964 g οξυγόνου, σχηματίζοντας 319,3844 g οξειδίου του σιδήρου(III). Γνωρίζοντας την ποσότητα του σιδήρου, μπορείτε πάντα να υπολογίσετε τη μάζα του οξειδίου που σχηματίζεται από αυτό.

Όγκοι αερίων και χημικές αντιδράσεις

Σε σταθερή πίεση και θερμοκρασία, οι όγκοι των αερίων που αντιδρούν μεταξύ τους, καθώς και οι όγκοι των αέριων προϊόντων αντίδρασης, συσχετίζονται ως μικροί ακέραιοι αριθμοί (νόμος Gay-Lussac). Οι λόγοι αυτοί είναι ίσοι με τους συντελεστές της αντίστοιχης χημικής εξίσωσης. Σκεφτείτε, για παράδειγμα, την καύση του μεθανίου CH 4, του κύριου συστατικού του φυσικού αερίου. Όπως προκύπτει από την εξίσωση αντίδρασης CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O, για να διατηρηθεί η καύση ενός όγκου μεθανίου, απαιτούνται δύο όγκοι οξυγόνου και ως αποτέλεσμα, ένας όγκος διοξειδίου του άνθρακα και δύο όγκοι σχηματίζονται νερό. Όλοι οι όγκοι, φυσικά, μειώνονται στην ίδια θερμοκρασία και πίεση.

ΦΥΣΙΚΕΣ ΙΔΙΟΤΗΤΕΣ

Ας εξετάσουμε μερικές φυσικές ιδιότητες της ουσίας: κατάσταση συσσωμάτωσης, σημεία τήξης και βρασμού, κρυσταλλική δομή, ηλεκτρική αγωγιμότητα.

Φυσική κατάσταση

μια ουσία καθορίζεται από τη δύναμη έλξης μεταξύ των μορίων που την αποτελούν και της θερμοκρασίας. Σε ένα στερεό σώμα, τα μόρια είναι αρκετά έντονα συζευγμένα μεταξύ τους και η κίνησή τους περιορίζεται σε δονήσεις σε σχέση με σταθερές θέσεις. Καθώς η θερμοκρασία αυξάνεται, η ενέργεια των μορίων αυξάνεται, οι δονήσεις γίνονται πιο έντονες και τελικά τα μόρια αποκτούν αρκετή ενέργεια για να εκτελούν μεταφορικές κινήσεις. Σε αυτή την περίπτωση, η στερεά ουσία λιώνει (αν η διαμοριακή αλληλεπίδραση παραμένει αρκετά ισχυρή) ή, εξαχνούμενη, μετατρέπεται σε αέριο, τα μόρια του οποίου κινούνται χαοτικά.

Σημείο τήξης

(στερεοποίηση) είναι η θερμοκρασία στην οποία ένα στερεό μετατρέπεται σε υγρό (ή ένα υγρό μετατρέπεται σε στερεό). Το σημείο τήξης του νερού είναι 0°C (Κελσίου) ή 32°F (Φαρενάιτ). Δεδομένου ότι ο όγκος του σώματος αλλάζει ελαφρώς κατά τη διάρκεια της τήξης, η πίεση έχει μικρή επίδραση στη θερμοκρασία τήξης. Ωστόσο, υπό την επίδραση της υψηλής πίεσης που ασκεί ο δρομέας του skate, ο πάγος λιώνει και ο αθλητής γλιστρά εύκολα κατά μήκος του.

Σημείο βρασμού

είναι η θερμοκρασία στην οποία ένα υγρό μετατρέπεται σε ατμό (αέριο). Εξαρτάται από την πίεση, επομένως στα βουνά το νερό βράζει σε χαμηλότερη θερμοκρασία από ό,τι στο επίπεδο της θάλασσας. Το σημείο βρασμού του νερού σε πίεση 760 mm Hg. Τέχνη. ("τυπική" πίεση, περίπου ίση με την πίεση στο επίπεδο της θάλασσας) είναι 100° C (ή 212° F).

Κρυσταλλικές και άμορφες ουσίες

Τα στερεά είναι άμορφα και κρυσταλλικά. Στα άμορφα μόρια, τα μόρια διατάσσονται τυχαία. Παράδειγμα άμορφης ουσίας είναι το γυαλί. Όπως και άλλες παρόμοιες ουσίες, το γυαλί δεν έχει συγκεκριμένο σημείο τήξης: όταν θερμαίνεται, μαλακώνει σταδιακά μέχρι να γίνει τελικά υγρό. Αντίθετα, τα μόρια (ή ιόντα) των κρυσταλλικών ουσιών είναι διατεταγμένα με αυστηρά διατεταγμένο τρόπο. Οι κρυσταλλικές ουσίες περιλαμβάνουν άμμο, επιτραπέζιο αλάτι, ζάχαρη, διαμάντι, γραφίτη κ.λπ. Όλα λιώνουν σε μια συγκεκριμένη θερμοκρασία (εκτός αν υποστούν χημικές αλλαγές όταν θερμαίνονται, όπως συμβαίνει με τη ζάχαρη). Πολλές ιοντικές ενώσεις (για παράδειγμα, επιτραπέζιο αλάτι NaCl) σχηματίζουν κρυστάλλους στους οποίους κάθε ιόν περιβάλλεται από αντίθετα φορτισμένα ιόντα. ως αποτέλεσμα, κανένα συγκεκριμένο ζεύγος ιόντων δεν μπορεί να λεχθεί ότι σχηματίζει ένα μόριο.

Λόγω της αμοιβαίας έλξης ιόντων σε έναν κρύσταλλο επιτραπέζιου αλατιού (NaCl), αυτή η ουσία λιώνει σε υψηλή θερμοκρασία (801 ° C). Κάθε ιόν NaCl περιβάλλεται από έξι πλησιέστερους γείτονες που έχουν αντίθετα φορτία. Το μοναδιαίο κελί ενός κρυστάλλου επιτραπέζιου αλατιού είναι ένας κύβος στον οποίο βρίσκονται ιόντα νατρίου στις γωνίες και στο κέντρο κάθε προσώπου. Ένα κύτταρο αυτού του τύπου ονομάζεται προσωποκεντρικό κυβικό στοιχείο. Οι μεγάλοι κρύσταλλοι επιτραπέζιου αλατιού έχουν επίσης κυβικό σχήμα.

Το κρυσταλλικό πλέγμα διαμαντιού, στο οποίο κάθε άτομο άνθρακα είναι ομοιοπολικά συνδεδεμένο με τέσσερα γειτονικά άτομα, χαρακτηρίζεται επίσης από μια κυψέλη κυβικής μονάδας με επίκεντρο την όψη. Το διαμάντι είναι μια πολύ σκληρή ουσία με υψηλή θερμοκρασία μετάπτωσης.

Τα άτομα άνθρακα στον γραφίτη είναι διατεταγμένα με εντελώς διαφορετικό τρόπο. Εδώ σχηματίζουν στρώματα που δεν συνδέονται πολύ σταθερά μεταξύ τους. Κάθε στρώμα είναι επενδεδυμένο με εξάγωνα ατόμων άνθρακα, παρόμοια με τον δακτύλιο βενζολίου. Επειδή η πρόσφυση μεταξύ των στρωμάτων είναι αρκετά αδύναμη, ο γραφίτης είναι μαλακός. Τα στρώματα γλιστρούν εύκολα το ένα πάνω στο άλλο, καθιστώντας τον γραφίτη καλό λιπαντικό. Διαφορετικές κρυσταλλικές μορφές του ίδιου στοιχείου, όπως ο γραφίτης και το διαμάντι, ονομάζονται αλλότροπα.

Ουσίες των οποίων τα μόρια συγκρατούνται μεταξύ τους με ασθενείς δυνάμεις έλξης και όχι από ομοιοπολικούς ή ιοντικούς δεσμούς, τήκονται σε σχετικά χαμηλές θερμοκρασίες, που σπάνια υπερβαίνουν τους 400 ° C. Αυτό ισχύει για τις περισσότερες οργανικές ενώσεις, καθώς και για τις ομοιοπολικές ανόργανες. Παραδείγματα περιλαμβάνουν νερό και βενζόλιο: τα σημεία τήξης τους είναι σημαντικά χαμηλότερα από τη θερμοκρασία δωματίου.

Ηλεκτρική αγωγιμότητα

Τα μέταλλα είναι εξαιρετικοί αγωγοί του ηλεκτρισμού. Οι φορείς ηλεκτρικού ρεύματος σε αυτά είναι ηλεκτρόνια, που «επιπλέουν» ελεύθερα στο κρυσταλλικό πλέγμα μεταξύ μεταλλικών ιόντων που καταλαμβάνουν μια σταθερή θέση σε θέσεις πλέγματος. Αυτά τα ηλεκτρόνια αντισταθμίζουν την αμοιβαία απώθηση των θετικών ιόντων και σταθεροποιούν ολόκληρη τη δομή. Εάν εφαρμοστεί μια διαφορά δυναμικού σε ένα μέταλλο, τα ηλεκτρόνια θα μετακινηθούν στον θετικό πόλο και θα προκύψει ηλεκτρικό ρεύμα.

ΑΝΟΡΓΑΝΕΣ ΕΝΩΣΕΙΣ

Οι ανόργανες ενώσεις περιλαμβάνουν ενώσεις όλων των χημικών στοιχείων, με εξαίρεση τις περισσότερες ενώσεις άνθρακα.

Οξέα, βάσεις και άλατα

Τα οξέα είναι ενώσεις που διασπώνται στο νερό για να απελευθερώσουν ιόντα υδρογόνου (Η+). Αυτά τα ιόντα καθορίζουν τις χαρακτηριστικές ιδιότητες των ισχυρών οξέων: ξινή γεύση και ικανότητα αλληλεπίδρασης με βάσεις. Οι βάσεις είναι ουσίες που διασπώνται στο νερό για να απελευθερώσουν ιόντα υδροξειδίου (OH –). Τα άλατα είναι ιοντικές ενώσεις που σχηματίζονται από την αλληλεπίδραση οξέων και βάσεων:

Ονοματολογία ανόργανων ενώσεων

Η ονοματολογία των πιο κοινών ανόργανων ενώσεων βασίζεται στους ακόλουθους κανόνες.

Στοιχεία

Τα μεταλλικά ονόματα συνήθως τελειώνουν σε - ου(π.χ. νάτριο, κάλιο, αλουμίνιο, μαγνήσιο). Εξαίρεση αποτελούν τα μέταλλα που ήταν γνωστά από την αρχαιότητα και έλαβαν ταυτόχρονα τα ονόματά τους. Αυτά είναι, για παράδειγμα, ο σίδηρος, ο χαλκός, ο χρυσός. Τα ονόματα των μη μετάλλων συνήθως τελειώνουν σε - όπ(χλώριο, βόριο, φώσφορος), - od(υδρογόνο, οξυγόνο, ιώδιο) ή - Αυτός(αργόν, νέον). Γνωρίζοντας τα ονόματα των στοιχείων και τα πιο κοινά ιόντα και χρησιμοποιώντας τους παρακάτω κανόνες, μπορείτε να ονομάσετε σχεδόν οποιαδήποτε ανόργανη ένωση.

Οξέα

Τα ονόματα των οξέων των οποίων τα μόρια δεν περιέχουν οξυγόνο καταλήγουν σε υδρογόνογια παράδειγμα, υδροχλωρικό οξύ (HCl), υδροβρωμίδιο (HBr), υδροιώδιο (HI).

Τα ονόματα των οξέων που περιέχουν οξυγόνο εξαρτώνται από το βαθμό οξείδωσης του κεντρικού στοιχείου. Το όνομα του οξέος στο οποίο αυτό το στοιχείο έχει χαμηλότερη κατάσταση οξείδωσης τελειώνει σε - εξαντλημένος, για παράδειγμα, αζωτούχα (HNO 2), θειούχα (H 2 SO 3) και τα περισσότερα - σε - Νάγια, για παράδειγμα, άζωτο (HNO3), θείο (H2SO4). Χρησιμοποιώντας το χλώριο ως παράδειγμα, ας εξετάσουμε την περίπτωση που το στοιχείο σχηματίζει περισσότερα από δύο οξέα που περιέχουν οξυγόνο. Τα ονόματά τους σχηματίζονται ως εξής: χλώριο καινούργιοοξύ, HClO; χλώριο εξαντλημένος, HClO 2 ; χλώριο νέος, HClO 3 ; χλώριο Νάγια, HClO 4 . Η κατάσταση οξείδωσης του χλωρίου εδώ είναι +1, +3, +5 και +7, αντίστοιχα. Τα ονόματα των οξέων των οποίων τα μόρια περιέχουν διαφορετικές ποσότητες νερού διαφέρουν μεταξύ τους ως προς τα προθέματα ορθο-, υποδερμική βελόνη ναρκωτικού-, πυρο- Και μετα- (κατά σειρά φθίνουσας περιεκτικότητας σε νερό):

Θετικά φορτισμένα ιόντα

Τα ονόματα αυτών των ιόντων σχηματίζονται ως εξής: μετά τη λέξη ιόναναφέρετε το όνομα του στοιχείου και με λατινικούς αριθμούς τον βαθμό οξείδωσής του. Για παράδειγμα, το Cu 2+ είναι ένα ιόν χαλκού (II), το Cu + είναι ένα ιόν χαλκού (I). Τα ονόματα ορισμένων θετικών ιόντων τελειώνουν σε - αυτό: αμμώνιο, NH 4 + ; υδρόνιο, Η3Ο+.

Αρνητικά φορτισμένα ιόντα

Τα ονόματα των μονοατομικών αρνητικά φορτισμένων ιόντων (και, κατά συνέπεια, αλάτων) που λαμβάνονται από οξέα χωρίς οξυγόνο τελειώνουν σε - εϊντ: ιόν χλωρίου, Cl – ; ιόν βρωμιδίου, Br – . Τα ονόματα των ιόντων (και, κατά συνέπεια, των αλάτων) που λαμβάνονται από οξέα που περιέχουν οξυγόνο, στα οποία το κεντρικό στοιχείο έχει χαμηλότερη κατάσταση οξείδωσης, τελειώνουν σε - το: θειώδες, SO 3 2– ; νιτρώδη, NO 2 – ; φωσφορώδες, PO 3 3– ; και το μεγαλύτερο - επάνω - στο: θειικό, SO 4 2– ; νιτρικό, NO 3 – ; φωσφορικό, PO 4 3– . Τα ονόματα των ιόντων που λαμβάνονται από μερικώς εξουδετερωμένα οξέα σχηματίζονται με την προσθήκη της λέξης θυμώνωή κονσόλες υδροηλεκτρ- ή δι-: υδρογονανθρακικό (διττανθρακικό), HCO 3 – ; θειικό οξύ, HSO 4 – .

Άλατα και ομοιοπολικές ενώσεις

Για τα άλατα και τις ομοιοπολικές ενώσεις, χρησιμοποιούνται τα ονόματα των ιόντων που περιέχουν: χλωριούχο νάτριο, NaCl; υδροξείδιο του νατρίου, NaOH. Εάν ένα στοιχείο μπορεί να έχει πολλές καταστάσεις οξείδωσης, τότε μετά το όνομά του η κατάσταση οξείδωσης σε αυτήν την ένωση υποδεικνύεται με λατινικούς αριθμούς: θειικός σίδηρος (II), FeSO 4 ; θειικός σίδηρος (III), Fe 2 (SO 4) 3. Εάν μια ένωση σχηματίζεται από δύο αμέταλλα, τότε χρησιμοποιούνται προθέματα για να υποδείξουν τον αριθμό των ατόμων τους di-, τρία-, τετρα-, πεντά- κ.λπ. Για παράδειγμα, δισουλφίδιο του άνθρακα, CS 2; πενταχλωριούχος φωσφόρος, PCl 5, κ.λπ.

ΛΥΣΕΙΣ ΚΑΙ ΔΙΑΛΥΤΟΤΗΤΑ

Λόγω της ανομοιόμορφης κατανομής του ηλεκτρικού φορτίου στα μόρια, δηλ. Λόγω της παρουσίας των αρνητικών και θετικών «πόλων» τους (πιο αυστηρά, μια διπολική στιγμή), ακόμη και γενικά ουδέτερα μόρια έλκονται μεταξύ τους. Η ισχύς αυτής της έλξης εξαρτάται από τον βαθμό εντοπισμού φορτίου και καθορίζει την ικανότητα των υγρών να διαλύουν διάφορες ουσίες. Κατά κανόνα, τα πολικά μόρια έλκονται μεταξύ τους αρκετά έντονα. Αυτός είναι ο λόγος που το αλκοόλ και το νερό αναμειγνύονται εύκολα. Η αμοιβαία έλξη των μη πολικών μορίων είναι πολύ πιο αδύναμη. Παραδείγματα μη πολικών ενώσεων είναι ο τετραχλωράνθρακας CCl 4 και υδρογονάνθρακες όπως το βενζόλιο.

Διαλυτότητα

Η διάλυση ξεκινά με τα μόρια του διαλύτη να «κάνουν το δρόμο τους» μεταξύ των μορίων της διαλυμένης ουσίας. Αυτό μπορεί να συμβεί μόνο εάν οι δυνάμεις έλξης μεταξύ των μορίων του διαλύτη, αφενός, και του διαλύτη και της διαλυμένης ουσίας, αφετέρου, είναι περίπου ίδιες. Αυτό συνεπάγεται τον κανόνα της διαλυτότητας: όπως διαλύεται σε όμοιο (που σημαίνει «όμοιο» στην πολικότητα). Το νερό και η βενζίνη δεν αναμειγνύονται γιατί τα πολικά μόρια του νερού έλκονται έντονα μεταξύ τους και τα μόρια υδρογονανθράκων δεν μπορούν να διεισδύσουν μεταξύ τους. Ταυτόχρονα, η βενζίνη αναμιγνύεται εύκολα με τον τετραχλωράνθρακα και και οι δύο χρησιμεύουν ως καλοί διαλύτες για πολλές αδιάλυτες στο νερό μη πολικές ουσίες, όπως λίπη ή παραφίνες. Το νερό, με τη σειρά του, διαλύει τις περισσότερες ιοντικές ουσίες, όπως το επιτραπέζιο αλάτι ή τη μαγειρική σόδα (όξινο ανθρακικό νάτριο NaHCO 3), καθώς και πολικές μη ιονικές ενώσεις όπως αλκοόλη, ζάχαρη (το μόριο των οποίων περιέχει πολλές ομάδες ΟΗ), άμυλο και βιταμίνη C Καμία από αυτές τις ουσίες δεν είναι διαλυτή στη βενζίνη ή σε άλλους υδρογονάνθρακες.

Όταν οι ιοντικές ενώσεις διαλύονται σε νερό ή άλλους πολικούς διαλύτες, τα ιόντα «έλκονται» από το κρυσταλλικό πλέγμα από τις ελκτικές δυνάμεις των μορίων του διαλύτη:

ταυτόχρονα επιλύονται, δηλ. δεσμεύονται περισσότερο ή λιγότερο σταθερά με μόρια διαλύτη (αυτό δεν αντανακλάται στην εξίσωση), έτσι ώστε, για παράδειγμα, τα ιόντα νατρίου να έχουν τη μορφή Na + (H 2 O) x. Το αέριο υδροχλώριο, το οποίο είναι πολύ διαλυτό στο νερό, διασπάται επίσης σε ιόντα υδρογόνου και ιόντα χλωρίου:

Τα μόρια του νερού προσελκύουν ιόντα υδρογόνου και σχηματίζονται ιόντα υδρονίου H 3 O +. Λιγότερο πολικές ενώσεις (αλκοόλες ή σάκχαρα κ.λπ.) δύσκολα διασπώνται στο νερό.

Μερικές φορές μια ουσία αρχίζει να διαλύεται ως αποτέλεσμα μιας χημικής αντίδρασης που αλλάζει τις ιδιότητές της. Έτσι, το μάρμαρο (ή ο ασβεστόλιθος CaCO 3) είναι πρακτικά αδιάλυτο σε καθαρό νερό, αλλά διαλύεται σε οξινισμένο νερό:

CaCO 3 (διάλυμα) + 2HCl (υδατικό) → CaCl 2 (υδατικό) + CO 2 (g.) + H 2 O (l.)

Τα μόρια ορισμένων στερεών είναι τόσο στενά συνδεδεμένα μεταξύ τους που οι ουσίες αυτές δεν διαλύονται σε κανέναν διαλύτη, εκτός από αυτούς με τους οποίους αντιδρούν χημικά. Παραδείγματα περιλαμβάνουν διαμάντι, γραφίτη, γυαλί και άμμο.

Επίδραση θερμοκρασίας και πίεσης

Η διαλυτότητα των υγρών και των στερεών γενικά αυξάνεται με την αύξηση της θερμοκρασίας επειδή η ενέργεια κίνησης (κινητική ενέργεια) των μορίων αυξάνεται και η αμοιβαία έλξη τους μειώνεται. Μια αλλαγή στην πίεση έχει μικρή επίδραση στη διαλυτότητα, καθώς ο όγκος αλλάζει ελάχιστα κατά τη διάλυση.

Η πίεση έχει πολύ μεγαλύτερη επίδραση στη διαλυτότητα των αερίων. Το αέριο διαλύεται καλύτερα με την αύξηση της πίεσης, υπό την επίδραση της οποίας μερικά από τα μόριά του μεταφέρονται σε διάλυμα. Καθώς η θερμοκρασία αυξάνεται, η διαλυτότητα των αερίων μειώνεται - η κινητική ενέργεια των μορίων αυξάνεται, κινούνται γρηγορότερα και είναι πιο εύκολο να «ξεσπάσουν» από τον διαλύτη.

Ηλεκτρολύτες

Ορισμένα διαλύματα, όπως τα μέταλλα, αγώγουν ηλεκτρισμό. Στην περίπτωση αυτή, οι φορείς φορτίου είναι ιόντα. Οι ουσίες των οποίων το διάλυμα άγει ηλεκτρικό ρεύμα ονομάζονται γενικά ηλεκτρολύτες, ενώ αυτές που δεν φέρουν ηλεκτρισμό ονομάζονται μη ηλεκτρολύτες.

Συγκέντρωση

είναι η ποσότητα της διαλυμένης ουσίας που περιέχεται ανά μονάδα μάζας ή όγκου διαλύματος. Μπορεί να εκφραστεί σε μονάδες όπως g/l (ο αριθμός γραμμαρίων μιας ουσίας ανά λίτρο διαλύματος). Μερικές φορές η συγκέντρωση μετριέται ως ποσοστό. Σε αυτή την περίπτωση, είναι απαραίτητο να αναφέρετε ποια ποσοστά εννοούνται: βάρος ή όγκος. Για παράδειγμα, ένα διάλυμα 10% αλκοόλης σε νερό είναι ένα διάλυμα που περιέχει 10 όγκους αλκοόλης και 90 όγκους νερού (ποσοστό όγκου) και ένα διάλυμα 10% χλωριούχου νατρίου σε νερό είναι ένα διάλυμα στο οποίο υπάρχουν 90 μονάδες μάζας την ουσία ανά 10 μονάδες μάζας νερού (ποσοστό μάζας). Όταν η ποσότητα της διαλυμένης ουσίας είναι πολύ μικρή, χρησιμοποιείται η μονάδα "μέρος ανά εκατομμύριο" - ένα μέρος της διαλυμένης ουσίας ανά εκατομμύριο μέρη του διαλύματος (στην αγγλική βιβλιογραφία συμβολίζεται ppm, στα ρωσικά - ppm ή ppm). Για να περιγράψουμε χημικές αντιδράσεις, είναι πιο βολικό να εκφράσουμε τη συγκέντρωση ως τον αριθμό των μορίων ή ιόντων μιας διαλυμένης ουσίας ανά μονάδα όγκου διαλύματος.

Τυφλοπόντικας

Το mole είναι μία από τις επτά βασικές μονάδες του Διεθνούς Συστήματος Μονάδων (SI). Ορίζεται ως η ποσότητα μιας ουσίας που περιέχει τον ίδιο αριθμό ατόμων, μορίων ή ιόντων με 12 g του ισοτόπου άνθρακα 12 C ( δείτε παραπάνω), ήτοι 6.022·10 23 (αριθμός Avogadro). Η έννοια του mole σας επιτρέπει να υπολογίσετε πόσα σωματίδια (άτομα ή μόρια) μιας ουσίας περιέχονται σε μια συγκεκριμένη ποσότητα μάζας. Για παράδειγμα, από τον ορισμό του mole προκύπτει ότι 6 g του ισοτόπου άνθρακα 12 C πρέπει να περιέχει 3,011·10 23 άτομα. Επιπλέον, από τον ορισμό της ατομικής μάζας είναι γνωστό ότι ο αριθμός των γραμμαρίων οποιουδήποτε στοιχείου, αριθμητικά ίσος με την ατομική του μάζα, περιέχει τον αριθμό των ατόμων του στοιχείου Avogadro. Έτσι, 4,0026 g ηλίου, 32,06 g θείου και 200,59 g υδραργύρου περιέχουν τον ίδιο αριθμό ατόμων του αντίστοιχου στοιχείου, δηλαδή 6,022·10 23. Ομοίως, για ουσίες που αποτελούνται από μόρια, γραμμομόριο μιας ουσίας είναι η ποσότητα της, η μάζα της οποίας σε γραμμάρια είναι αριθμητικά ίση με τη μοριακή μάζα της ουσίας. Έτσι, ένα mole χλωρίου Cl2 έχει μάζα 35,453 2 = 70,906 g, ένα mole χλωριούχου νατρίου NaCl - (22,9898 + 35,453) = 58,443 g και ένα mole ιόντων νατρίου Na + - 22,9898 g.

Μοριακότητα

Μοριακότητα είναι η συγκέντρωση μιας ουσίας σε ένα διάλυμα, εκφρασμένη σε mole διαλυμένης ουσίας που περιέχεται σε 1 λίτρο διαλύματος. Έτσι, ένα δεκαμοριακό (συντομογραφία 0,1 Μ) διάλυμα χλωριούχου νατρίου περιέχει 0,1 mol (ή 5,8443 g) NaCl σε 1 λίτρο διαλύματος.

Μολικότητα

Μοριακότητα είναι ο αριθμός των mol της διαλυμένης ουσίας σε 1000 g διαλύτη. Έτσι, ένα διάλυμα χλωριούχου νατρίου 0,1 mol σε νερό περιέχει 0,1 mol (ή 5,8443 g) NaCl σε 1000 g H 2 O. Αυτή η μονάδα χρησιμοποιείται λιγότερο συχνά από τη μοριακότητα.

Κανονικότητα

Κανονικότητα είναι ο αριθμός των ισοδυνάμων μιας ουσίας που περιέχονται σε 1 λίτρο διαλύματος. Για συστήματα που περιλαμβάνουν οξέα, βάσεις και άλατα, το ισοδύναμο είναι η ποσότητα της ουσίας που καταναλώνεται όταν αλληλεπιδρά με 1 mole ιόντων υδρογόνου H +. Για παράδειγμα, όταν σχηματίζεται ένα mole θειικού νατρίου Na 2 SO 4 (1 mol = 142,0412 g), 1 mole θειικού οξέος χάνει 2 moles H +. Έτσι, 1 mole θειικού νατρίου περιέχει 2 ισοδύναμα και η κανονικότητα ενός μονογραμμομοριακού διαλύματος θειικού νατρίου είναι δύο (2 N).

ΝΟΜΟΙ ΑΕΡΙΟΥ

Η συμπεριφορά των ιδανικών αερίων περιγράφεται από τους ακόλουθους νόμους: 1) σε σταθερή θερμοκρασία, η μεταβολή του όγκου του αερίου είναι αντιστρόφως ανάλογη με τη μεταβολή της πίεσης (νόμος Boyle-Mariotte). 2) σε σταθερή πίεση, η μεταβολή του όγκου του αερίου είναι ευθέως ανάλογη με την αλλαγή στην απόλυτη θερμοκρασία (νόμος Charles-Gay-Lussac). 3) σε σταθερή θερμοκρασία και πίεση, η μεταβολή του όγκου είναι ευθέως ανάλογη με τη μεταβολή της ποσότητας της ουσίας (νόμος του Avogadro). Αυτοί οι νόμοι μπορούν να παρασταθούν ως μια εξίσωση κατάστασης για ένα ιδανικό αέριο Φ/Β = nRT, Πού R– πίεση αερίου (Pa), Βανάδιο– ο όγκος του (m 3), Τ– απόλυτη θερμοκρασία (K), n– αριθμός γραμμομορίων αερίου, R– καθολική σταθερά αερίου ίση με 8,314 J/K mol ( R= 0,08206 l atm/K mol, αν Πμετρηθεί σε ατμόσφαιρες Βανάδιο- σε λίτρα, n- σε κρεατοελιές, Τ- σε Κέλβιν).

Αν δύο αέρια αναμειχθούν σε σταθερή θερμοκρασία και πίεση, τότε ο όγκος του μείγματος θα είναι ίσος με το άθροισμα των όγκων των αερίων που το αποτελούν. σε σταθερό όγκο, η πίεση ενός μείγματος αερίων που δεν αλληλεπιδρούν χημικά μεταξύ τους είναι ίση με το άθροισμα των μερικών πιέσεων των αερίων που αποτελούν το μείγμα (ο νόμος των μερικών πιέσεων που καθιέρωσε ο Dalton). Η μερική πίεση είναι η πίεση που θα ασκούσε ένα συστατικό ενός ιδανικού μείγματος αερίων, εάν από μόνο του καταλάμβανε τον όγκο ολόκληρου του μείγματος. Το μοριακό κλάσμα ενός από τα συστατικά ενός μείγματος αερίων είναι εκείνο το μέρος όλων των μορίων αερίου που αποτελούν τα μόρια αυτού του συστατικού. Για οποιοδήποτε αέριο στο μείγμα

Τα αέρια των οποίων η συμπεριφορά ακολουθεί αυστηρά τη γενική εξίσωση που δίνεται παραπάνω ονομάζονται ιδανικά. Κοντά τους βρίσκονται αδρανή και άλλα αέρια που έχουν πολύ χαμηλό σημείο βρασμού (για παράδειγμα, υδρογόνο, οξυγόνο και άζωτο). Τα αέρια με υψηλά σημεία βρασμού, όπως το διοξείδιο του άνθρακα, υπακούουν πολύ κατά προσέγγιση στους νόμους των ιδανικών αερίων.

Οι νόμοι των αερίων που παρουσιάζονται παραπάνω βασίζονται στην υπόθεση ότι τα μόρια (ή τα άτομα) αερίου δεν έχουν όγκο και δεν αλληλεπιδρούν μεταξύ τους. Η πρώτη υπόθεση δεν απέχει πολύ από την πραγματικότητα, αφού ένα αέριο καταλαμβάνει πολύ μεγαλύτερο όγκο από ένα υγρό της ίδιας μάζας (ο όγκος ενός υγρού είναι ένα μέτρο του όγκου των μορίων του). Η δεύτερη υπόθεση φαίνεται επίσης λογική, αφού εάν τα μόρια του αερίου αλληλεπιδρούσαν αρκετά έντονα, θα προέκυπτε συμπύκνωση. Εάν ένα αέριο είναι εγκλεισμένο σε ένα κλειστό δοχείο, η πίεσή του θα καθοριστεί από την ενέργεια των μορίων που βομβαρδίζουν τα τοιχώματα. Δεδομένου ότι τα μόρια όλων των αερίων στην ίδια θερμοκρασία έχουν την ίδια κινητική ενέργεια (η θερμοκρασία είναι ένα μέτρο αυτής της ενέργειας), ίσος αριθμός μορίων θα ασκήσει την ίδια πίεση στα τοιχώματα του δοχείου, ανεξάρτητα από το αέριο που ανήκουν. Ο A. Avogadro πρότεινε ότι ο όγκος που καταλαμβάνει ένα αέριο καθορίζεται επίσης μόνο από τον αριθμό των μορίων, και όχι από τη φύση τους, και είναι μεγαλύτερος όσο χαμηλότερη είναι η πίεση ή υψηλότερη η θερμοκρασία, αλλά δεν εξαρτάται από το μέγεθος ή τη μάζα του τα μόρια του αερίου ως τέτοια, αφού είναι πολύ μικρά. Υπάρχει η ακόλουθη ποσοτική σχέση μεταξύ του αριθμού των μορίων και του όγκου ενός αερίου: ένα mole οποιουδήποτε αερίου περιέχει 6,022 10 23 μόρια και υπό κανονικές συνθήκες (0 ° C και 760 mm Hg) καταλαμβάνει όγκο 22,4 λίτρων ( εκ. ΑΡΙΘΜΟΣ AVOGADRO).

ΧΗΜΙΚΕΣ ΑΝΤΙΔΡΑΣΕΙΣ

Ισορροπία

Οι ουσίες εισέρχονται σε χημικές αντιδράσεις επειδή η ενέργεια του συστήματος μειώνεται, δηλ. η ηλεκτρονική διαμόρφωση των προϊόντων αντίδρασης αποδεικνύεται ενεργειακά πιο ευνοϊκή από τη διαμόρφωση των αρχικών αντιδραστηρίων. (Ωστόσο, υπάρχει ένας άλλος παράγοντας - η εντροπία.) Με μια μεγάλη διαφορά ενέργειας (δηλαδή, μια μεγάλη διαφορά στη σταθερότητα των αρχικών αντιδραστηρίων και προϊόντων), η αντίδραση λαμβάνει χώρα αμέσως. Για παράδειγμα, εάν το οξυγόνο και το υδρογόνο αναμειχθούν σε μια συγκεκριμένη αναλογία και το μείγμα τεθεί σε φωτιά, τα αέρια θα αντιδράσουν αμέσως χωρίς υπολείμματα για να σχηματίσουν νερό:

2H 2 + O 2 → 2H 2 O

Εάν η διαφορά ενέργειας μεταξύ των αρχικών αντιδραστηρίων και των τελικών προϊόντων μιας χημικής αντίδρασης είναι μικρή, τότε και τα δύο είναι παρόντα σε αξιοσημείωτες ποσότητες στο μείγμα της αντίδρασης και μετά από ορισμένο χρόνο, δημιουργείται ισορροπία μεταξύ τους. Ένα παράδειγμα είναι η διάλυση του οξικού οξέος στο νερό:

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

(Τα άτομα υδρογόνου στην ομάδα CH 3 συνδέονται με το άτομο άνθρακα με ισχυρούς ομοιοπολικούς δεσμούς και δεν είναι όξινα.) Ο πλήρης ιονισμός του οξικού οξέος δεν συμβαίνει σε αυτή την αντίδραση: όταν περίπου το 1% των μορίων του διασπαστεί σε ιόντα, ο ρυθμός ο συνδυασμός του τελευταίου με το σχηματισμό των αρχικών μορίων γίνεται ίσος με τον ρυθμό διάστασης και η συγκέντρωση των σωματιδίων στο διάλυμα παύει να αλλάζει. Το λεγόμενο δυναμική ισορροπία.

Η θέση ισορροπίας μπορεί να αλλάξει (μετατοπιστεί) προσθέτοντας ή αφαιρώντας οποιαδήποτε από τις ουσίες που εμπλέκονται στην αντίδραση. Σε αυτή την περίπτωση, η ισορροπία μετατοπίζεται έτσι ώστε η επίδραση μιας αλλαγής στη συγκέντρωση να είναι ελάχιστη (αρχή του Le Chatelier). Έτσι, η προσθήκη νερού προκαλεί επιπρόσθετο ιονισμό του οξικού οξέος (καθώς κατά τον ιονισμό κάποιο νερό δεσμεύεται σε H 3 O +) και η προσθήκη οξικού ιόντος (CH 3 COO -) έχει το αντίθετο αποτέλεσμα. Κάθε αντίδραση ισορροπίας χαρακτηρίζεται από το λεγόμενο. σταθερά ισορροπίας - τιμή ίση με την αναλογία του προϊόντος των συγκεντρώσεων προϊόντων προς το γινόμενο των συγκεντρώσεων των αρχικών αντιδραστηρίων. Στην περίπτωση αυτή, καθεμία από τις συγκεντρώσεις λαμβάνεται σε βαθμό ίσο με τον αριθμό των μορίων ενός δεδομένου τύπου που συμμετέχουν στην αντίδραση. Η σταθερά ισορροπίας, κατά κανόνα, δεν εξαρτάται από τη συγκέντρωση, αλλά ποικίλλει ανάλογα με τη θερμοκρασία.

Κινητική

Οι ρυθμοί των χημικών αντιδράσεων ποικίλλουν πολύ. Για παράδειγμα, ένα μείγμα υδρογόνου και οξυγόνου κυριολεκτικά εκρήγνυται μετά την ανάφλεξή του και η μετατροπή του διαμαντιού σε μια χημικά πιο σταθερή κρυσταλλική μορφή άνθρακα, τον γραφίτη, συμβαίνει τόσο αργά που δεν ολοκληρώνεται για δισεκατομμύρια χρόνια.

Ο ρυθμός των χημικών αντιδράσεων καθορίζεται από τον μηχανισμό τους. Πολλές αντιδράσεις είναι στην πραγματικότητα πολύ πιο περίπλοκες από ό,τι υποδηλώνει η συνολική τους εξίσωση. Έτσι, αποδείχθηκε ότι η αποσύνθεση του όζοντος με το σχηματισμό οξυγόνου συμβαίνει σε δύο στάδια. Στο πρώτο στάδιο, ένα μόριο του όζοντος διασπάται και η ισορροπία επιτυγχάνεται γρήγορα:

Το δεύτερο στάδιο είναι πολύ πιο αργό και καθορίζει τον ρυθμό αντίδρασης:

O + O 3 → 2O 2

Προσθέτοντας αυτές τις δύο εξισώσεις προκύπτει η συνολική εξίσωση

2O 3 (g.) → 3O 2 (g.)

Είναι πιθανό στη συνέχεια να προταθούν άλλοι μηχανισμοί που να ικανοποιούν τα πειραματικά δεδομένα για την ταχύτητα αυτής της αντίδρασης.

Η ελάχιστη ενέργεια που πρέπει να έχουν τα αλληλεπιδρώντα σωματίδια για να ξεκινήσει μια χημική αντίδραση μεταξύ τους ονομάζεται ενέργεια ενεργοποίησης. Κατά κανόνα, όσο χαμηλότερο είναι, τόσο πιο γρήγορα προχωρά η αντίδραση. Ο παράγοντας εντροπίας έχει επίσης μεγάλη σημασία για την αντίδραση.

Είδη αντιδράσεων

Οι αντιδράσεις μπορούν να ταξινομηθούν χρησιμοποιώντας διάφορα σχήματα και καθένα από αυτά είναι βολικό με τον δικό του τρόπο. Εδώ, οι αντιδράσεις χωρίζονται σε τρεις τύπους: ιοντικές, στις οποίες τα ιόντα απομακρύνονται από τη ζώνη αντίδρασης σχηματίζοντας ένα αδιάλυτο, αέριο ή ομοιοπολικά συνδεδεμένο προϊόν. οξειδοαναγωγή, στην οποία κινούνται τα ηλεκτρόνια. αντιδράσεις (συμπεριλαμβανομένων των αντιδράσεων μεταξύ ενός οξέος Lewis και μιας βάσης Lewis) που συνοδεύονται από την ανακατανομή των κοινών ηλεκτρονίων.

Ιονικές αντιδράσεις

Απλές ιοντικές αντιδράσεις χωρίς μεταφορά ηλεκτρονίων συμβαίνουν όταν ένα από τα προϊόντα είναι αδιάλυτο (αέριο ή στερεό) ή είναι μια ομοιοπολικά συνδεδεμένη ουσία που παραμένει σε διάλυμα. Μια ιοντική αντίδραση, το προϊόν της οποίας είναι ένα αδιάλυτο στερεό, μπορεί να αναπαρασταθεί ως

Τα ίδια τα ιόντα δεν υπέστησαν καμία αλλαγή κατά τη διάρκεια της αντίδρασης, αλλά τώρα συγκρατούνται σταθερά στο κρυσταλλικό πλέγμα.

Για να προβλέψουμε την πορεία τέτοιων αντιδράσεων, είναι σημαντικό να γνωρίζουμε τη διαλυτότητα των ουσιών που εμπλέκονται σε αυτές. Για παράδειγμα, το χλωριούχο άργυρο είναι ελάχιστα διαλυτό στο νερό και μπορούμε να συμπεράνουμε ότι η αντίδραση

αν και αναστρέψιμη, η ισορροπία μετατοπίζεται πολύ προς τα δεξιά. (Αυτή η αντίδραση χρησιμοποιείται για την ανίχνευση ιόντων χλωρίου ή αργύρου σε διάλυμα, καθώς και για τον ποσοτικό προσδιορισμό τους.) Τα ιόντα αργύρου μπορούν να υπάρχουν σε οποιαδήποτε από τις διαλυτές ενώσεις: με τη μορφή νιτρικών, θειικών, οξικών κ.λπ. Τα ιόντα χλωρίου μπορεί να είναι συστατικά αλάτων όπως άλατα νατρίου, καλίου, βαρίου ή αλουμινίου. Έτσι, η παραπάνω εξίσωση μπορεί να θεωρηθεί ως μια γενικευμένη αναπαράσταση μιας αντίδρασης αποσύνθεσης ανταλλαγής, όπου δύο αντιδρώντα αποσυντίθενται και ανταλλάσσουν τα συστατικά τους. Για παράδειγμα, αυτές οι αντιδράσεις θα μπορούσαν να είναι:

Οι αντιδράσεις εξουδετέρωσης ανήκουν σε αυτόν τον τύπο. Όταν μια ένωση που διασπάται για να παράγει ιόντα υδρογόνου (ένα οξύ) αντιδρά με μια βάση (πηγή ιόντων υδροξυλίου), σχηματίζεται νερό. Σε ένα μόριο νερού, όλα τα άτομα συνδέονται με ομοιοπολικούς δεσμούς, οπότε η αντίδραση προχωρά σχεδόν μέχρι την ολοκλήρωση (η σταθερά ισορροπίας του είναι 10-14). Η αντίδραση εξουδετέρωσης μπορεί να γραφτεί ως

Ακολουθούν παραδείγματα αντιδράσεων εξουδετέρωσης που περιλαμβάνουν ισχυρά (HCl) και ασθενή (CH 3 COOH) οξέα:

HCl (υδατ.) + NaOH (υδατ.) → NaCl (υδατ.) + H 2 O (l)

CH 3 COOH (υδατ.) + KOH (υδατ.) → CH 3 COOK (υδατ.) + H 2 O (υγρό)

Τα ισχυρά οξέα διασπώνται σχεδόν πλήρως στο νερό, απελευθερώνοντας ιόντα υδρογόνου. Οι αδύναμες βάσεις διαχωρίζονται επίσης κακώς.

Τα πιο κοινά οξέα και βάσεις παρατίθενται παρακάτω. Σημειώστε ότι ορισμένες ενώσεις έχουν τόσο όξινες όσο και βασικές ιδιότητες. Ονομάζονται αμφοτερικά.

Οι ασθενείς βάσεις που παρουσιάζονται στον πίνακα δεν περιέχουν ιόντα ΟΗ. Αυτά τα ιόντα σχηματίζονται όταν αλληλεπιδρούν με το νερό:

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

Επομένως, το ανθρακικό διάλυμα είναι αλκαλικό.

Ένας γενικότερος ορισμός των οξέων και των βάσεων, ο οποίος χρησιμοποιείται και στην περίπτωση μη υδατικών συστημάτων, όπως τα αέρια, δόθηκε από τον Αμερικανό φυσικοχημικό G. Lewis. Η αλληλεπίδραση μεταξύ οξέων Lewis και βάσεων είναι η αντίδραση μεταξύ του δότη ενός ζεύγους ηλεκτρονίων, λόγω του οποίου σχηματίζεται ένας ομοιοπολικός δεσμός (βάση Lewis), και του δέκτη αυτού του ζεύγους (οξύ Lewis). Παραδείγματα περιλαμβάνουν τις ακόλουθες αντιδράσεις:

Ένα παράδειγμα αντίδρασης οξειδοαναγωγής που συμβαίνει χωρίς τη συμμετοχή οξυγόνου είναι η αλληλεπίδραση μετάλλου νατρίου με αέριο χλώριο:

Αυτός ο τρόπος γραφής της εξίσωσης δείχνει ότι και τα δύο στοιχεία, με την ολοκλήρωση της αντίδρασης, αποκτούν την ηλεκτρονική διαμόρφωση ενός αδρανούς αερίου (υπάρχουν 8 ηλεκτρόνια στο εξωτερικό τους κέλυφος ηλεκτρονίων). Η κατεύθυνση αυτής της αντίδρασης μπορεί να αντιστραφεί με την εφαρμογή ηλεκτρικής τάσης. Εάν ένα ζεύγος ηλεκτροδίων (ράβδοι γραφίτη) βυθιστεί σε τετηγμένο χλωριούχο νάτριο και συνδεθεί με πηγή συνεχούς ρεύματος, η αντίδραση Na + + e – → Na θα συμβεί στο αρνητικό ηλεκτρόδιο και 2Cl – → Cl 2 + 2e – στο θετικό ηλεκτρόδιο (εδώ e – – ηλεκτρόνιο ). Αυτή η διαδικασία ονομάζεται ηλεκτρόλυση. (Η συσκευή για τη διεξαγωγή της ηλεκτρόλυσης είναι ένα ηλεκτρολυτικό στοιχείο.)

Είναι βολικό να σκεφτούμε τις αντιδράσεις οξειδοαναγωγής ως το άθροισμα δύο ημι-αντιδράσεων, παρόμοιες με αυτές που χρησιμοποιούνται για την απεικόνιση της κίνησης των ηλεκτρονίων μεταξύ των ιόντων νατρίου και χλωρίου. Κάθε ημιαντίδραση χαρακτηρίζεται από ένα δυναμικό οξειδοαναγωγής ηλεκτροδίων, η τιμή του οποίου καθορίζει την ευκολία μεταφοράς ηλεκτρονίων. Αυτό το δυναμικό εξαρτάται όχι μόνο από τη φύση της ένωσης, αλλά και από τη συγκέντρωσή της, τη συγκέντρωση άλλων αντιδρώντων και τη θερμοκρασία. Οι αριθμητικές τιμές αυτών των δυναμικών δίνονται συνήθως για συγκεκριμένες συνθήκες: για τις διαλυμένες ουσίες αυτή είναι μια αποτελεσματική συγκέντρωση 1 M. για αέρια – πίεση 1 atm (ή μερική πίεση 1 atm για καθένα από τα αέρια που συμμετέχουν στην αντίδραση). για τα κακώς διαλυτά στερεά και υγρά, τα ίδια τα καθαρά στερεά και τα υγρά. Στον πίνακα Ο Πίνακας 2 δείχνει τις τιμές των τυπικών δυναμικών για ορισμένες κοινές ημι-αντιδράσεις, που παρουσιάζονται με τη μορφή αντιδράσεων αναγωγής. Σημειώστε ότι για κάθε ημιαντίδραση, η ανηγμένη μορφή της ουσίας γράφεται στη δεξιά πλευρά της εξίσωσης και η οξειδωμένη μορφή στην αριστερή. Στο ζεύγος ιόντων υδρογόνου/αερίου υδρογόνου εκχωρείται μηδενικό δυναμικό και τα δυναμικά όλων των άλλων ζευγών μετρώνται σε σχέση με αυτό. Έτσι, ένα ζεύγος με θετικό δυναμικό περιέχει καλύτερο οξειδωτικό παράγοντα από το ιόν υδρογόνου και ένα ζεύγος με αρνητικό δυναμικό περιέχει καλύτερο αναγωγικό παράγοντα από το αέριο υδρογόνο. Το μέγεθος της οξειδωτικής ή αναγωγικής ικανότητας μιας ουσίας είναι ευθέως ανάλογο με το τυπικό δυναμικό.

Ο Πίνακας 2 μπορεί να χρησιμοποιηθεί για την πρόβλεψη της πορείας πολλών αντιδράσεων. Απλώς πρέπει να θυμάστε ότι εάν μια ημιαντίδραση είναι γραμμένη προς την αντίθετη κατεύθυνση από ό,τι στον πίνακα, τότε το δυναμικό της θα πρέπει να ληφθεί με το αντίθετο πρόσημο. Συνήθως, οι αντιδράσεις ολοκληρώνονται εάν το άθροισμα των δυναμικών των δύο ημιαντιδράσεων (δυναμικό κυττάρου) είναι θετικό και υπερβαίνει περίπου το 0,1 V. Εάν το δυναμικό του κυττάρου είναι στην περιοχή από +0,1 έως -0,1 V, τότε δημιουργείται ισορροπία μεταξύ των αντιδρώντων ουσιών και στον όγκο της αντίδρασης υπάρχουν όλες σε αξιοσημείωτες ποσότητες. Εάν το δυναμικό του κυττάρου είναι κάτω από -0,1 V, τότε η αντίδραση ουσιαστικά δεν συμβαίνει. Ωστόσο, εάν μια λωρίδα ψευδαργύρου βυθιστεί σε διάλυμα που περιέχει ιόν χαλκού, θα συμβεί μια αντίδραση

Δεδομένου ότι το δυναμικό είναι μια μεγάλη θετική τιμή, η αντίδραση προχωρά στην ολοκλήρωση. Εάν μια λωρίδα χαλκού τοποθετηθεί σε διάλυμα που περιέχει ιόν ψευδαργύρου, τότε η αντίδραση Cu + Zn 2+ → Cu 2+ + Zn δεν θα συμβεί λόγω του υψηλού αρνητικού δυναμικού του κυττάρου (–1,10 V).

Εάν αναμίξετε διαλύματα που περιέχουν διχρωμικό ιόν και ιόν μαγγανίου (II), τότε θα επιτευχθεί ισορροπία μεταξύ των αντιδρώντων και των προϊόντων και τόσο τα ιόντα όσο και τα προϊόντα αντίδρασης - οξείδιο μαγγανίου (II) και ιόν χρωμίου (III) - θα υπάρχουν σε επαρκή ποσότητα. υψηλή συγκέντρωση, καθώς το δυναμικό αυτής της αντίδρασης υπό τυπικές συνθήκες είναι μόνο 0,1 V.

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

6e - + 14H + + Cr 2 O 7 2- = 7H 2 O + 2Cr 3+ + 1,33 B

_________________________________________________

3Mn 2+ + Cr 2 O 7 2- + 2H + → 3MnO 2 + 2Cr 3 + + H 2 O + 0,10 B

Σημειώστε ότι η δεξιά και η αριστερή πλευρά της εξίσωσης για την πρώτη μισή αντίδραση πολλαπλασιάζονται επί τρία για να ληφθεί ο αριθμός των ηλεκτρονίων που απαιτούνται για τη δεύτερη μισή αντίδραση. Αυτό δεν αλλάζει το μέγεθος του δυναμικού. Και στις δύο πλευρές της συνολικής εξίσωσης, όχι μόνο ο αριθμός των ατόμων κάθε τύπου πρέπει να είναι ίδιος, αλλά και το συνολικό ηλεκτρικό φορτίο (στην περίπτωση αυτή είναι ίσο με +6).

Σε αντίθεση με ένα ηλεκτρολυτικό στοιχείο, το οποίο έχει μια πηγή ρεύματος στο εξωτερικό του κύκλωμα, το ίδιο το γαλβανικό στοιχείο παράγει ηλεκτρισμό. Οι γαλβανικές κυψέλες είναι, για παράδειγμα, μια μπαταρία μολύβδου αυτοκινήτου και μια μπαταρία φακού. Η τάση που παράγεται από το στοιχείο καθορίζεται από τα δυναμικά των ημι-αντιδράσεων που συμβαίνουν σε αυτό.

Αντιδράσεις με ανακατανομή κοινών ηλεκτρονίων.

Ακολουθούν μερικά παραδείγματα τέτοιων αντιδράσεων:

Μια πιο λεπτομερής συζήτηση για τις αντιδράσεις που περιλαμβάνουν ανόργανες και οργανικές ενώσεις μπορεί να βρεθεί στο άρθρο ΟΡΓΑΝΙΚΗ ΧΗΜΕΙΑ.

ΕΝΟΤΗΤΕΣ ΧΗΜΕΙΑΣ

Η Χημεία χωρίζεται εντελώς αυθαίρετα σε διάφορες ενότητες, οι οποίες δεν μπορούν να διακριθούν σαφώς ούτε από άλλους τομείς της χημείας ούτε από άλλες επιστήμες (φυσική, γεωλογία, βιολογία).

Η ανόργανη χημεία ασχολείται με τη μελέτη της χημικής φύσης των στοιχείων και των ενώσεων τους, με εξαίρεση τις περισσότερες ενώσεις άνθρακα ΥΔΡΟΓΟΝΟ.

ΑΖΩΤΟ; ΟΞΥΓΟΝΟ; ΠΕΡΙΟΔΙΚΟ ΣΥΣΤΗΜΑ ΣΤΟΙΧΕΙΩΝ).

Η οργανική χημεία μελετά ενώσεις που αποτελούνται κυρίως από άνθρακα και υδρογόνο. Επειδή τα άτομα άνθρακα μπορούν να ενωθούν για να σχηματίσουν δακτυλίους και μακριές αλυσίδες, τόσο γραμμικές όσο και διακλαδισμένες, υπάρχουν εκατοντάδες χιλιάδες τέτοιες ενώσεις. Ο άνθρακας και το πετρέλαιο αποτελούνται από οργανικές ενώσεις και αποτελούν τη βάση των ζωντανών οργανισμών. Οι οργανικοί χημικοί έχουν μάθει να αποκτούν συνθετικές ίνες, φυτοφάρμακα, βαφές, φάρμακα, πλαστικά και πολλά άλλα χρήσιμα πράγματα από την ΟΡΓΑΝΙΚΗ ΧΗΜΕΙΑ.
ΒΑΦΕΣ ΚΑΙ ΘΑΝΑΤΟΣ? ΥΦΑΣΜΑ; ΠΛΑΣΤΙΚΑ ΕΙΔΗ; ΛΑΣΤΙΧΟ ΚΑΙ ΛΑΣΤΙΧΟ).Η φυσική χημεία χρησιμοποιεί φυσικές μεθόδους για τη μελέτη χημικών συστημάτων. Μια μεγάλη θέση σε αυτό καταλαμβάνουν ζητήματα σχετικά με την ενέργεια των χημικών διεργασιών. ο αντίστοιχος κλάδος της χημείας ονομάζεται χημική θερμοδυναμική. Οι πιο σημαντικοί τομείς περιλαμβάνουν τη χημική κινητική και τη μοριακή δομή. Η Ηλεκτροχημεία μελετά χημικές διεργασίες που συμβαίνουν υπό την επίδραση ηλεκτρικού ρεύματος, καθώς και μεθόδους παραγωγής ηλεκτρικής ενέργειας με χημικές μεθόδους. Άλλοι τομείς που αξίζει να σημειωθούν περιλαμβάνουν την κολλοειδή χημεία (μελετά τη συμπεριφορά των διασκορπισμένων συστημάτων), τη χημεία των επιφανειακών φαινομένων και τη στατιστική μηχανική. . Μ., 1988

Άτκινς Π.

Η ιδιαίτερη επίδραση της κατάστασης της ατμόσφαιρας στο ανθρώπινο σώμα σημειώθηκε από πολλούς σπουδαίους ανθρώπους, συμπεριλαμβανομένου του M.V. Λομονόσοφ. Ωστόσο, πολύ πριν από τη γέννησή του, κατά τη διάρκεια της ζωής του Ιπποκράτη, αυτή η μυστηριώδης επιρροή ήταν οικεία στην ανθρωπότητα.

Αυτό το πρόβλημα άρχισε να μελετάται σοβαρά μόλις τον περασμένο αιώνα. Ο διάσημος Ρώσος βιοφυσικός A.L. Chizhevsky στη διαδικασία μελέτης διαδικασιών στον τομέα της φυσικής και της χημείας που συμβαίνουν κατά τη διάρκεια ιονισμός αέρα, ξεκίνησε μια σχολαστική μελέτη της εξάρτησης της πλήρους δραστηριότητας της ζωής των πειραματόζωων από την έλλειψη ιόντων αέρα. Με βάση τα αποτελέσματα της έρευνας, ο Chizhevsky παρουσίασε μια νέα μέθοδο θεραπείας - τεχνητό εναέριο εμβολιασμό.

Ποια ιόντα μπορούν να ονομαστούν θεραπευτικά;

Μια μεγάλη ποικιλία σωματιδίων με διαφορετικά φορτία υπάρχουν και ζουν τη ζωή τους στον αέρα, αλλά όλα δεν έχουν καμία σχέση με το θεραπευτικό αποτέλεσμα. Μόνο αρνητικά φορτισμένα ιόντα το έχουν. Η εμφάνισή τους οφείλεται σε διάφορες ακτινοβολίες από το διάστημα ή τον ήλιο και τη διάσπαση των σταγονιδίων νερού σε μικρά σωματίδια στους καταρράκτες.

Οι λόγοι για την εμφάνιση των φαρμακευτικών ιόντων εξηγούν την οξεία έλλειψη τους στις μεγάλες πόλεις. Στον αέρα της πόλης δεν υπάρχει πουθενά να προέρχονται σε μεγάλους αριθμούς. Επομένως, στην ακτή ή στο δάσος μπορείτε να αναπνέετε πολύ πιο εύκολα και ελεύθερα.

Σε μη αεριζόμενους χώρους δεν υπάρχουν καθόλου αρνητικά φορτισμένα ιόντα. Σε τέτοιους χώρους κυριαρχούν πολύ επιβλαβή θετικά φορτισμένα ιόντα, τα οποία απελευθερώνονται σε τεράστιες ποσότητες από τη σύγχρονη τεχνολογία. Και ο ίδιος ο άνθρωπος είναι η πηγή κορεσμού του αέρα με θετικά ιόντα. Επομένως, σε κλειστούς χώρους, όπου υπάρχει πολύς εξοπλισμός γραφείου και μεγάλο πλήθος κόσμου, δεν υπάρχει πρακτικά τίποτα να αναπνεύσει. Διάφορες τεχνητές συσκευές, όπως, δεν βοηθούν σε μια τέτοια κατάσταση. Αερίζουν μόνο το δωμάτιο, εξαλείφοντας την υπερβολική σκόνη, αλλά δεν παράγουν θεραπευτικά ιόντα.

Στην έρευνά του, ο A.L. Chizhevsky απέδειξε το γεγονός ότι τα ιόντα με αρνητικό φορτίο ομαλοποιούν το ηλεκτρικό πεδίο των ζωντανών οργανισμών, συμβάλλοντας στην κανονικοποίησή του. Από αυτή την άποψη, μπορεί να ειπωθεί ότι αρνητικά φορτισμένα ιόνταέχουν θεραπευτικό αποτέλεσμα.

Λαμβάνοντας ως βάση αυτό το γεγονός, ο Chizhevsky εφηύρε ιονιστή αέρα, το οποίο όχι μόνο καθάριζε τον αέρα, αλλά τον εμπόρευσε και με ιόντα με αρνητικό φορτίο, το οποίο είχε θεραπευτική επίδραση σε όλους τους ζωντανούς οργανισμούς που βρίσκονται κοντά στον ιονιστή αέρα.

Με βάση αυτές τις μελέτες, ιδρύθηκε μια νέα επιστήμη ηλεκτροπηκολογία. Βασίζεται σε μια θεωρία που λέει ότι η βάση οποιασδήποτε ασθένειας είναι η έλλειψη αρνητικών ιόντων στο ανθρώπινο ηλεκτρικό πεδίο.

Η θεωρία αυτή ονομάστηκε «σύνδρομο Μαχαμπέλη» προς τιμήν του δημιουργού της, καθηγητή Μ.Σ. Μαχαμπέλη. Αυτό το σύνδρομο είναι μια κυκλοφορική διαταραχή λόγω απώλειας της λειτουργίας της ροής του αίματος, η οποία εμφανίζεται λόγω έλλειψης αρνητικών ιόντων στα αιμοσφαίρια.

Η κακή κυκλοφορία οδηγεί σε μεγάλη ποικιλία ασθενειών. Τα «απαραίτητα» ιόντα αντικαθίστανται από ιονιστή αέρα. Ως αποτέλεσμα, αποκαθίστανται οι λειτουργίες του αίματος, διευκολύνεται το έργο της καρδιάς και ολόκληρου του σώματος. Ένα άτομο αναρρώνει πιο γρήγορα ή δεν αρρωσταίνει καθόλου.

Αρνητικά ιόντα. Οφέλη για την υγεία

Τα αρνητικά ιόντα είναι άτομα οξυγόνου που έχουν ένα επιπλέον ηλεκτρόνιο στο εξωτερικό τους περίβλημα. Αυτά τα άτομα προκύπτουν στη φύση υπό την επίδραση του νερού, του αέρα, του ηλιακού φωτός και της φυσικής ακτινοβολίας από τη Γη.

Τα αρνητικά φορτισμένα ιόντα είναι πιο κοινά σε φυσικά περιβάλλοντα και ειδικά γύρω από κινούμενο νερό ή μετά από καταιγίδα. Αυτός ο αέρας γίνεται αισθητός στην παραλία, κοντά σε καταρράκτη ή μετά από θαλάσσια καταιγίδα.

Θα ήταν ωραίο να βρείτε έναν τρόπο να διατηρείτε ιονισμένο αέρα στο υπνοδωμάτιο, το σαλόνι, την κουζίνα ή το γραφείο.

Τι κάνουν τα αρνητικά φορτισμένα ιόντα;

Σε αρκετά υψηλές συγκεντρώσεις, τα αρνητικά ιόντα καθαρίζουν τον αέρα από σπόρια μούχλας, γύρη, τρίχες κατοικίδιων ζώων, οσμές, καπνό τσιγάρου, βακτήρια, ιούς, σκόνη και άλλα επιβλαβή αιωρούμενα σωματίδια.

Αυτό το κάνουν προσκολλώνται σε θετικά φορτισμένα σωματίδια αυτών των ουσιών. Τα μικρόβια, η μούχλα, η γύρη και άλλα αλλεργιογόνα γίνονται αρκετά βαριά ώστε να παραμένουν στον αέρα. Πέφτουν στο πάτωμα ή προσκολλώνται σε μια κοντινή επιφάνεια. Έτσι απομακρύνονται τα βλαβερά στοιχεία από τον αέρα και εξαλείφονται προβλήματα αναπνοής και υγείας.

Δυστυχώς, τα σπίτια και οι χώροι εργασίας μας είναι συνήθως απομονωμένα από το φυσικό περιβάλλον. Ακόμη και με τα παράθυρα ανοιχτά, μακριά από τον μολυσμένο αέρα σε μια θορυβώδη πόλη, η συγκέντρωση αρνητικών ιόντων στον αέρα είναι μόνο το ένα δέκατο από ό,τι βρίσκεται στη φύση, στο περιβάλλον. Και αν προσθέσετε σε αυτό αυτά που παράγουν θετικά ιόντα - κλιματιστικά, ηλεκτρικό εξοπλισμό, τηλεοράσεις, στεγνωτήρια ρούχων, ακόμη και χαλιά και ταπετσαρίες, τότε η έλλειψη ιονισμένου αέρα που τόσο πολύ χρειάζεται το σώμα γίνεται εντελώς προφανής.

Πώς λειτουργούν οι ιονιστές;

Έχουμε ήδη μια γεννήτρια αρνητικού φορτίου στο σπίτι και βρίσκεται στο μπάνιο - αυτό είναι το ντους. Ένα ντους με ροή ζεστού νερού και ατμού είναι ένας καλός παραγωγός αρνητικών ιόντων. Αυτό εξηγεί γιατί οι περισσότεροι άνθρωποι πρέπει να κάνουν ντους για να ξυπνήσουν ανανεωμένοι και ανανεωμένοι το πρωί.

Ταυτόχρονα, οι επιστήμονες έχουν βρει έναν άλλο, ακόμη πιο αποτελεσματικό, τρόπο για να παράγουν αρνητικά φορτισμένα ιόντα για να τα έχουν σε οποιοδήποτε δωμάτιο και οπουδήποτε στο διαμέρισμα, αποκομίζοντας έτσι οφέλη για την υγεία.

Ένας σύγχρονος ιονιστής αέρα λειτουργεί χρησιμοποιώντας μια μέθοδο που ονομάζεται "εκκένωση κορώνας", η οποία διαμορφώνεται σύμφωνα με τον κεραυνό στη φύση.

Ένα μικροσκοπικό ρεύμα ηλεκτρονίων ρέει μέχρι την άκρη της βελόνας. Όσο πιο κοντά πλησιάζουν τα ηλεκτρόνια στην κορυφή, τόσο πιο κοντά αναγκάζονται να είναι μαζί.

Δεδομένου ότι τα ηλεκτρόνια έχουν το ίδιο φορτίο, απωθούν φυσικά το ένα το άλλο όταν φτάσουν στην άκρη της βελόνας. Αναγκάζονται να βγουν στο πλησιέστερο μόριο αέρα και αυτό γίνεται ένα αρνητικά φορτισμένο ιόν.

Τα αρνητικά ιόντα απωθούν το ένα το άλλο όλο και περισσότερο, και κατά συνέπεια εκπέμπονται όλο και περισσότερο στον χώρο του δωματίου. Όσο πιο ισχυρός είναι ο ιονιστής, τόσο πιο χρήσιμα ιόντα μπορεί να δημιουργήσει και τόσο περισσότερη επιφάνεια μπορεί να γεμίσει.

Οφέλη για την υγεία των αρνητικών ιόντων

Τι μας κάνει λοιπόν η ιονοθεραπεία όσον αφορά την υγεία και την ευεξία;

Ιονιστές στο σπίτι μας

Αυτή τη στιγμή αναπτύσσονται νέες καινοτόμες μέθοδοι για τη δημιουργία αρνητικών ιόντων. Οι συσκευές γεννήτριας ιόντων γίνονται πιο συμπαγείς και πιο ισχυρές.

Υπάρχουν ακόμη και εξαιρετικά φορητές εκδόσεις που μοιάζουν με USB memory stick. Τα συνδέετε στον υπολογιστή σας στο γραφείο και αντισταθμίζουν το βαρύ περιβάλλον των θετικών ιόντων. Εναλλακτικά, υπάρχουν ιοντικοί λαμπτήρες που παράγουν αρνητικά ιόντα όταν είναι αναμμένοι.

Ο ιστότοπος Allo.Ua εξετάζει τους καλύτερους ιονιστές για το σπίτι, το γραφείο, ακόμη και για ένα αυτοκίνητο. Αξίζει να δοθεί προσοχή σε γεννήτριες που έχουν υψηλή παραγωγή αρνητικών ιόντων, δεν απαιτούν ουσιαστικά συντήρηση, έχουν μεγάλη διάρκεια και έχουν θετικές κριτικές από άτομα που τις αγόρασαν. π