الكفاءات المستهدفة :
 يعرف أن المحاليل الشاردية تنقل التيار الكهربائي
 يتعرف على مفهوم الشاردة كفرد كيميائي
 يتعرف على التفاعلات الكيميائية لبعض المحاليل الشاردية.
 يعرف أن الشحنة محفوظة خلال تحول (تفاعل) كيميائي.
 يكتب معادلة التفاعل الكيميائي بالصيغ الشاردية
I/- المحلول الشاردي :
*- وضعية الإشكالية : طبيعة التيار الكهربائي في المحاليل المائية :
إن المحلول المائي لكلور الصوديوم ينقل التيار الكهربائي بينما المحلول المائي للسكر لا ينقل التيار الكهربائي.
1)-إقترح بروتوكول تجريبي تأكد فيه ذلك
2)- كيف يمكنك أن تفسر ذلك ؟
3)- إذا علمت أن سبب مرور التيار الكهربائي هو حاملات الشحنة
أ)- فهل يمكنك الآن أن تعطى لنا تفسير آخر
ب)- كيف يمكنك معرفة نوع الشحن الموجودة في المحلول المائي لكلور الصوديوم؟

الـحل :
البروتوكول التجريبي :
• الأدوات : - مولد للتيار الكهربائي المستمر(6 v) – وعاء زجاجي
مسريين ناقلين – أمبير متر – مصباح 6 v
أسلاك التوصيل – قاطعة – كؤوس زجاجية
• المواد الكيميائية : - ملح الطعام – سكر – ماء مقطر
• التجربة : نقوم بتحضير محلول ملح الطعام ، و محلول السكر ، ثم نقوم بتركيب الدارة التالية









الملاحظات :
- عند وضع محلول السكر في الوعاء وغلق القاطعة
لا نلاحظ إشتعال المصباح ، وبتالي لا ينحرف مؤشر
الأمبير متر
- بعد غسل الوعاء بالماء المقطر ، نضع به محلول
ملح الطعام ، و عند غلق القاطعة نلاحظ إشتعال
المصباح و بتالي إنحراف مؤشر الأمبير متر


النتيجة :
محلول كلور الصوديوم ينقل التيار الكهربائي
محلول السكر لا ينقل التيار الكهربائي
2)- يمكننا أن نفسر ذلك ، لطبيعة المادة المنحلة ، و من أجل التحقق نقترح التجربة التالية :
بعد غسل و تجفيف الوعاء الزجاجي ، نضع به مسحوق ملح الطعام ، ثم نغلق القاطعة .
فلا نلاحظ إشتعال المصباح ، و لا إنحراف مؤشر الأمبير متر ، و نفس النتيجة بالنسبة للسكر.
النتيجة : - الأجسام الصلبة لكلور الصوديوم ، و السكر ، و محلول السكر لا تنقل التيار الكهربائي ، بينما محلول كلور الصوديوم ينقل التيار الكهربائي .
3)- بما أن سبب مرور التيار الكهربائي في المحاليل هي حاملات الشحن
أ)- فيمكن أن نستنتج ما يلي :
- توجد حاملات الشحنة كهربائية في المحلول المائي لكلور الصوديوم.
- عدم وجود حاملات الشحنة الكهربائية في المحلول المائي للسكر.

الجمهورية الجزائرية الديمقراطية الشعبية
وزارة التربية الوطنية مفتشية العلوم الفيزيائية و التكنولوجيا مديرية التربية لولاية غليزان السنة الرابعة من التعليم المتوسط







I/-التطور التاريخي لبنية المادة :
*عرف قديما عند فلاسفة اليونان تصور للمادة ، فقدموا نظريات لمحاولة فهم بنية المادة ووضعوا فرضيات مختلفة من بينها فرضية طاليس " Thales " التي تنص على أن الجسم المادي يتكون من أربعة عناصر هي : الهواء ، الماء ، التراب ، و النار. و هي نفسها عند معاصريه مثل أرسطو " Aristote "و أمبيدوكل " Empédocle " ، مع إختلاف في الأولوية التي يولونها إلى أحد العناصر . وقد سادت هذه الفرضية مدة زمنية طويلة
*إلى أن جاء ديموقريط " Démocrite " (القرن الرابع قبل الميلاد) ليقدم أساس النظرية الذرية التي ترى أن المادة متقطعة و غير مستمرة أي قابلة للتجزئة و أنها تتألف من حبيبات صغيرة تسمى << الذرات >> المنبثقة من اليونانية << Atomos >> ، و تعني غير قابلة للتجزئة .
*إن هذه الفرضية لم تعمر طويلا و ما لبثوا الرجوع إلى الفرضية الأولى ، حيث أن كل الفرضيات السابقة حول مفهوم بنية المادة كانت مبنية على أفكار فلسفية لم يتم التأكد منها تجريبيا إلى أن جاء العالم دالتون " Dalton "بداية القرن التاسع عشر (1766-1844) ووضع أسس بناء الجسم المادي تجريبيا و الذي صاغه في نظرية تنص على أن المادة تتألف من حبيبات صغيرة جدا لا تقبل التجزئة تسمى الجزيئات و الذرات حيث حاول سنة 1808 تقديم أولى النماذج الذرية و التي مثلها بدوائر مختلفة الأشكال
*و في نهاية القرن التاسع عشر (1897) إكتشف العالم طومسون "John Joseph Thomson" أول مكونات الذرة "الإلكترون" و في سنة 1904 إقترح نموذجا للذرة باعتبرها كرة مملوءة بمادة كهربائية موجبة الشحنة محشوة بإلكترونات سالبة .
*قام ردرفورد(تلميذ طومسون) " Rutherford " في 1912 بتجربة شهيرة برهن فيها أن الذرة مكونة من نقطة مادية مركزية ، موجبة الشحنة ، تتمركز فيها معظم كتلة الذرة و تسمى النواة تليها سحابة من الإلكترونات سالبة الشحنة ، تدور حولها بسرعة كبيرة ، و يفصل بينهما فراغ كبير ، أي أن للذرة بنية فراغية . كما إعتبر أن النواة ذاتها مكونة من نوعين من الدقائق أصغر منها حجما ، حيث في سنة 1919 تم إكتشاف البروتون .
*و في سنة 1932 إكتشف العالم شادويك " Chadwick " النترون المتعادل كهربائيا .
*و لتفسير إستقرار الذرة ، إقترح العالم النرويجي نيلز بوهر " Niels Bohr " في 1913 النموذج الكوكبي للذرة ، حيث شبه الذرة بالنظام الشمسي أين النواة تقوم مقام الشمس
والإلكترونات تدور حولها في مدارات محددة مثل ما تدور الكواكب حول الشمس. و لا يمكن للإلكترون مغادرة مداره إلا بإمتصاصه كمية من الطاقة أو إصدارها .
و يعتبر هذا النموذج آخر نموذج للذرة المبني على قوانين الفيزياء الكلاسيكية و الذي مازال يعتمد عليه لإعطاء تصورا مبسطا لتركيب الذرة في التعليم .





Démocrite (-460-370) Aristote (-384-322)
Dalton (1766-1844)
Avogadro(1776-1856)





Faraday(1791-1867)
Thomson(1856-1940) Rutherford(1871-1937) De Broglie (1892-1927)

II/- بنية الذرة :
1°)- تعريف الذرة :
الذرة هي دقيقة متناهية في الصغر ، تدخل في تركيب المادة ( الصلبة ، و السائلة و الغازية )
يختلف قطرها من ذرة إلى أخرى و الذي يقدر ببعض عشرات النانومتر ( 1nm=10-9m)
يتم تمثيل الذرة برمز كيميائي و نموذج كروي الشكل :
o الرمز الكيميائي : يرمز للذرة بالحرف الأول من إسمها اللاتيني ، و يكتب كبيرا ، و قد يضاف اليه أحيانا حرف ثاني يكتب صغيرا
o النموذج الكيميائي : تمثل الذرات بكريات مختلفة الأحجام و الألوان

نموذجها رمزها الاسم اللاتيني الاسم العربي للذرة

H Hydrogène الهيدروجين

O Oxygène الأوكسجين

N Nitrogène الأزوت

C Carbone الكربون

Cl Chlore الكلور

2°)- مكونات الذرة :
تتكون الذرة من :
أ)- نواة تتوسط الذرة ، كتلتها تساوي تقريبا كتلة الذرة ، قطرها أصغر من قطر الذرة بـ 100 ألف مرة ، و تتكون من دقائق صغيرة متمثلة في البروتونات ذات شحنة موجبة(+e) ، و نترونات معدومة الشحنة ، لتصبح شحنة النواة (+Ze)
حيث Z يمثل عدد البروتونات نسميه بالعدد الشحني ، و e بالشحنة العنصرية ، قيمتها
e=1.6 10-19c وحدتها هي كولوم coulomb
ب)- إلكترونات عبارة عن دقائق صغيرة جدا تدور حول النواة في مدارات مختلفة مكونة سحابة إلكترونية . جميع الإلكترونات متشابهة و يحمل كل منها شحنة سالبة (-e)
جـ)- الخلاصة :
تتكون الذرة إذن من نواة مركزية موجبة تتمركز فيها كل كتلتها ، و إلكترونات سالبة تدور حولها في مدارات محددة في نظرية بوهر .


مكونات الذرة الرمز الشحنة الكهربائية(C) الكتلة(kg)
البروتون p e=1,602.10-19 mp=1,6726.10-27
النترون n 0 mn=1,6749.10-27
الإلكترون e- -1,602.10-19 me=9,1094.10-31
3°)- التعادل الكهربائي للذرة :
الشحنة الموجبة للنواة تساوي مقدار الشحنة السالبة للإلكترونات في الذرة المستقرة التي تكون متعادلة كهربائيا مادام عدد البروتونات يساوي عدد الإلكترونات (Z) ، شحنتيهما متساويتان و متعاكستان في الإشارة .

إسم الذرة رمزها عدد إلكتروناتهاZ شحنة إلكتروناتها شحنة نواتها
الأوكسجين O 8 -8e +8e
الألمنيوم Al 13 -13e +13e
Z -Ze +Ze
4°)- التوزيع الإلكتروني على المدارات :
حسب نموذج بوهر ، فإن الإلكترونات تدور حول النواة موزعة على مدارات محددة و تخضع لمبدأين يحددان عددها في كل مدار و كيفية توزعها .
 المبدأ الأول : مبدأ باولي
لا تتسع طبقة (مدار) إلا لعدد محدد من الإلكترونات . تتسع طبقة رقمها n لعدد من الإلكترونات أقصاه لا يتعدى 2n2
 المبدأ الثاني : مبدأ التوزيع
في حالة الإستقرار التام للذرة ، تشغل الإلكترونات الطبقات وفق رقمها بداية من الطبقة رقم 1 حتى تتشبع بإلكترونين ، ثم تليها الطبقة رقم 2 حتى تتشبع بـ 8 إلكترونات إلخ
تسمى آخر طبقة مشغولة بالطبقة الخارجية أو الطبقة السطحية ، و ما سواها الطبقات الداخلية.
حيث تتوزع الإلكترونات على الطبقة الخارجية للذرة بصفة فردية متباعدة بعضها عن بعض
و في الذرات التي عدد إلكتروناتها الخارجية أكبر أو يساوي 5 نضع الإلكترون الخامس أمام أحد الإلكترونات الأربعة ليكون زوجا إلكترونيا و السادس أمام إلكترون آخر إلى أن تتشبع الطبقة
نسمي كل إلكترون منفرد على الطبقة إلكترونا عازبا ، و يمثل تكافؤ ذرة عنصر كيميائي بعدد الإلكترونات العازبة في المدار الأخير






يمكن أن يستوعبه المدار أكبرعدد من الإلكترونات اسم المدار n : رقم المدار
2 K 1
8 L 2
18 M 3
2(n²) ..... n

تتدرج المدارات من المدار K إلى L ثم M .............
ملاحظات :
 المستوى الخارجي للمدار لا يزيد عدد إلكتروناته عن 8 و لو اتسع لأكثر من ذلك.
أمثلة
توزيع الإلكترونات على المدارات الذرة توزيع الإلكترونات على المدارات الذرة
N M L K N M L K
8 2 10Ne 1 1H
7 8 2 17Cl 2 2He
2 8 8 2 20Ca 4 2 6C
 أثناء تحول الذرة لتكوين شاردة بسيطة ، أو روابط مع ذرات أخرى فيتم هذا من أجل تشبيع طبقتها الأخيرة بـ 2 إلكترون أو 8 إلكترونات (قاعدة الثنائية أو الثمانية) للإقتراب من الذرات الأكثر إستقرارا (ذرة الهيليوم He ، ذرة النيون Ne.....)
بينما الذرات التي طبقتها الأخيرة تكون مشبعة بـ 2 إلكترون أو 8 إلكترونات في حالتها المستقرة ، لا يُكونون شوارد و لا روابط مع ذرات أخرى ، فهي ذرات خاملة .
 الأجسام النقية التي تكون حبيبات مادتها عبارة عن ذرات ، في الظروف العادية هي على الخصوص : - المواد الصلبة : الحديد Fe ، النحاس Cu ، الصوديوم Na
- المواد الغازية : غاز الهيليوم He ، غاز النيون Ne ، غاز الأرغون Ar
III/- الجزيئ :
يتكون الجزيئ من مجموعة ذرات (متشابهة أو مختلفة) مرتبطة فيما بينها بروابط (تكافؤية)
حيث يحتفظ الجزيئ بنفس الخاصيات الكيميائية للمادة .
يتم تمثيل الجزيئ بصيغة كيميائية و نموذج جزيئي :
o الصيغة الكيميائية : للتعبير عن الصيغ الكيميائية لجزيئ ، نكتب رموز الذرات التي تدخل في تركيبها مع تحديد عددها









o النموذج الجزيئي : للحصول على نماذجها ، نمثل ذراتها بكريات مرتبطة .
صيغتها النموذج الجزيئي اسم الجزيئة
Cl2
ثنائي الكلور
O2
ثنائي الأوكسجين
N2
ثنائي الأزوت
H2O
الماء
CO2
ثنائي أوكسيد الكربون
CH4
الميثان
ملاحظات :
 الجسم البسيط هو كل جسم يتكون جزيئه من نفس النوع من الذرات
مـثل : O2 , N2 , Cl2 , H2 , O3 .....
 الجسم المركب هو كل جسم يتكون جزيئه من أنواع مختلفة من الذرات
مـثل : C2H6O , CO , CH4 , CO2 كحول الإيثانول
 الأجسام النقية التي تكون حبيبات مادتها عبارة عن جزيئات ، في الظروف العادية هي على الخصوص : - المواد السائلة : الماء H2O ، حمض الكبريت H2SO4
- المواد الغازية :غاز ثاني أوكسيد الكربون CO2 ، غاز الأوزونO3
IV/- الشاردة : (الأيون : Ion :nom donné par Faraday1833 en grec : « allant » )
1°)- تعريف الشاردة :
حينما تفقد ذرة العنصر الواحد إلكترونا أو إلكترونات (على الأكثر3 إلكترونات) تتحول إلى شاردة (أيون) موجبة ، تسمى كاتيون (Cation)
مـثل : شاردة الصوديوم Na+ ، شاردة الكالسيوم Ca2+ ، شاردة الألمنيوم Al3+
و حينما تكسب الذرة إلكترونا أو إلكترونات (على الأكثر3 إلكترونات) تتحول إلى شاردة (أيون) سالبة ، تسمى أنيون (Anion)
مـثل : شاردة الكلور Cl- ، شاردة الأوكسجين O2- ، شاردة الفوصفور P3-
تعرف هذه الشوارد العنصرية بإسم الشوارد البسيطة (أحادية الذرة) ، تمييزا لها عن الشوارد المركبة التي تتكون من ذرات عنصرين أو أكثر
مـثل : شاردة النترات NO3- ، شاردة الأمونيوم NH4+ ، شاردة الكبريتات SO42-
2°)- صيغة الشاردة :
يرمز للشاردة برمز الذرة (أو مجموع الذرات) التي ينتج عنها ، مع إضافة أعلى و يمين هذا الرمز العدد و الإشارة (-) أو (+) التي تمثل عدد الإلكترونات المكتسبة أو المفقودة .
و من أجل هذا نتبع الخطوات التالية :
1. نحدد الذرة ، فعدد إلكتروناتها
2. نوزع إلكترونات الذرة على مداراتها
3. نحدد عدد إلكترونات المدار الخارجي فإذا كان عددها :
1.3. أصغر من 4 فالشاردة تكون موجبة
2.3. أكبر من 4 فالشاردة تكون سالبة
3.3. يساوي 4 فإشارة الشاردة مرتبطة بالشاردة الأخرى المرتبطة معها






عند ارتباط ذرة الصوديوم بذرة الكلور ، تفقد ذرة الصوديوم إلكترونها الفردي لتكتسبها ذرة الكلور، فتصبح ذرة الصوديوم بـ 11 بروتون و 10 الكترونات ، بينما تصبح ذرة الكلور بـ
17 بروتون و 18 الكترون ، إذن هناك تشكيل للشوارد :
(11p+)+(10e-)=+1 Na+
(17p+)+(18e-)=-1 Cl-
أمـثلة :
الشاردة المناسبة ملاحظة عدد إلكترونات التكافؤ توزيع الإلكترونات الذرة
M L K
Li+ الذرة تفقد إلكترونات 1 1 2 3Li
Mg2+ 2 2 8 2 12Mg
Al3+ 3 3 8 2 13Al
F- الذرة تكتسب إلكترونات 7 7 2 9F
O2- 6 6 2 8O
P3- 5 5 8 2 15P
3°)- الصيغ الكيميائية لبعض الشوارد :
الأنيونات (الشوارد السالبة) الكاتيونات (الشوارد الموجبة)
الإسم الصيغة الإسم الصيغة
كبريتات
صوديوم

نترات
الحديد الثنائي

كربونات
الحديد الثلاثي

هيدروكربونات
ألمنيوم

كلور
النحاس الثنائي

هيدروكسيد
الزنك

ملاحظات :

 الأجسام النقية التي تكون حبيبات مادتها عبارة عن شوارد ، في الظروف العادية هي على الخصوص : - المواد الصلبة : الأملاح الشاردية مثل كلور الصوديوم
- المواد السائلة : المحاليل المائيةالشاردية مثل محلول كلور الصوديوم
 المادة متعادلة كهربائيا (إما أن تكون حبيباتها على شكل ذرات ، جزيئات أو مركبات شاردية) ، و لهذا لا توجد شوارد حرة ، و إنما كل شاردة موجبة ترتبط بشاردة سالبة لتكوين مركبات شاردية






4°)- صيغة مركب شاردي :
لكتابة صيغة مركب شاردي ، نتبع الخطوات التالية :

: مثال نحدد الشاردتين المكونتين للمركب الشاردي .1
O2- , Al3+ An- Cm+
نجمع بين الشاردتين مع مراعاة الحياد أو التعادل الكهربائي .2
3O2- , 2Al3+ mAn- nCm+
3× 2(-)=2×3(+) m.n(-)=m.n(+)
و يكتب المركب الشاردي كالتالي : .3
Al2O3 CnAm
أمثلة أخرى :
اسم المركب الشاردي صيغة المركب التعادل الكهربائي الشاردة السالبة الشاردة الموجبة
هيدروكسيد الصوديوم Na2O (2Na+,O2- ) O2- Na+
كلور الحديد اا FeCl2 (Fe2+,2Cl- ) Cl- Fe2+
كبريتات الألومنيوم Al2(SO4)2 (2Al3+,3SO42-) SO42- Al3+
5°)- الشوارد المكونة لمركب شاردي :
نتبع الخطوات التالية :
: مثال نتعرف على صيغة المركب الشاردي .1
Al2O3 CnAm
نحدد عدد الذرات من كل عنصر مكون للمركب الشاردي .2
3O , 2Al mA و nC
نعتمد على التعادل الكهربائي لتحديد الشاردتين .3
3O2- , 2Al3+ mAn- و nCm+
و بالتالي فالشاردتين هما :
O2- , Al3+ An- و Cm+
أمثلة أخرى :
إسم المركب صيغة المركب الشاردي الشاردة السالبة الشاردة الموجبة عدد الذرات من كل عنصر المركب الشاردي
كلور الصوديوم (Na+,Cl-) Cl- Na+ Cl Na NaCl
كلور الحديد اا (Fe2+,2Cl-) Cl - Fe2+ 2Cl 1Fe FeCl2
كبريت الحديد ااا (2Fe3,3S2-) S2- Fe3+ 3S 2Fe Fe2S3

V/- المحلول المائي :
1°)- ذوبان جسم صلب في الماء :
نحضر الخلائط التالية :








نلاحظ اختفاء الملح في الماء و تكون خليط متجانس
نقول إن الملح ذاب في الماء، ونسمي الملح الجسم المذاب و الماء الجسم المذيب، والخليط المحصل عليه محلولا مائيا للملح
في الأنبوبين الثاني و الثالث تكون خليط غير متجانس، نقول إن الملح غير قابل للذوبان في الزيت وبرادة الحديد غير قابلة للذوبان في الماء.
2°)- تعريف المحلول المائي :
المحلول المائي خليط متجانس نحصل عليه بإذابة جسم مذاب (صلب أو سائل أو غاز) في جسم مذيب (الماء)

المحلول المائي= مذيب(الماء) + مذاب

أ)- هل يمكن لحجم معين من الماء إذابة أي كمية من المذاب؟
نحضر محاليل لها نفس الحجم من الماء بإذابة كميات مختلفة من الملح .


سؤال: فبماذا يختلف الواحد منها عن الآخر ؟

جواب: تختلف المحاليل في درجة الملوحة بحيث:

في المحلول الأول ذابت كمية قليلة من الملح ويسمى بالمحلول المائي المخفف.
في المحلول الثاني ذابت كمية كبيرة من الملح ويسمى بالمحلول المائي المركز.
المحلول الثالث لم يصبح قادرا على إذابة الملح ويسمى بالمحلول المائي المشبع.

ملاحظات :

 عند الذوبان، لا تتغير الكتلة حيث أن كتلة المحلول تساوي مجموع كتلتي الجسم المذاب والجسم المذيب.
 الهواء قليل الذوبان في الماء، لكن توجد غازات أخرى كثيرة الذوبان في الماء نذكر منها الغاز الكربوني gaz carbonique الذي ينفلت خارج قنينات المشروبات الغازية عند فتحها.
 في الظروف العادية، يمكن إذابة g 360 من ملح الطعام في لتر واحد من الماء، وتسمى هذه الكمية ذوبانية الملح في الماء(g/L 360).
 اذا كان المذاب له بنية جزيئية ، يصبح المحلول جزيئي(مثل محلول سكري) ، و إذا كان المذاب له بنية شاردية ، يصبح المحلول شاردي (مثل محلول ملح الطعام) ، و يتم التمييز بينهما بواسطة الناقلية الكهربائية
 اذا كان المذيب عبارة عن ماء ، فندعوه بمحلول مائي ، و إذا كان المذيب عبارة عن كحول ، ندعوه بمحلول كحولي . و يمكن التعرف على وجود الماء بإضافة كبريتات النحاس اللامائية ذات اللون الأبيض ، ليأخذ المحلول المائي لون أزرق دليل على وجود الماء .
ب)- المحلول المائي الشاردي :
المحلول المائي الشاردي هو ناتج إنحلال المركبات الشاردية ، يحتوي على شوارد موجبة وشوارد سالبة بالإضافة إلى جزيئات الماء ، حيث عند إنحلال مركب شاردي في الماء يحدث له تفكك ، و يصير محاطا بجزيئات الماء ، فنقول أن هذه الشوارد مميهة(aqueuse) و نعبر عنه
بمعادلة الإنحلال
مثال : إنحلال كلور الصوديوم في الماء NaCl s Na+aq + Cl-aq
فالمحلول الشاردي متعادل كهربائيا ، أي مجموع الشحن الموجبة تساوي مجموع الشحن السالبة









VI/- التوصيل الكهربائي في المحاليل المائية :
1°)- طبيعة التيار الكهربائي في المعادن :
أ)- الإلكترونات الحرة :
تعتبر المعادن من الموصلات الجيدة للكهرباء ، تحتوي على إلكترونات مرتبة بشكل منتظم .
بعض إلكتروناتها يمكنها أن تنتقل بسهولة من ذرة إلى ذرة أخرى في جميع الإتجاهات الممكنة
و هذه الإلكترونات تسمى بالإلكترونات الحرة .
ب)- الإلكترونات المرتبطة :
إن الإلكترونات في المواد العازلة (زجاج ، خشب ...) مرتبطة كثيرا إلى نوى الذرات مما يمنعها من الإنتقال في العازل ، و تسمى هذه الإلكترونات بالإلكترونات المرتبطة .

جـ)- طبيعة التيار الكهربائي :
ينتج التيار الكهربائي في المعادن عن حركة جماعية للإلكترونات الحرة في منحى واحد داخل المعدن .
إن الإلكترونات الحرة تنتقل في الأسلاك المعدنية من القطب السالب نحو القطب الموجب خارج المولد






ملاحظات :
 إختلاف قدرة المعادن على التوصيل الكهربائي راجع لتحرك الإلكترونات الحرة فيها بسهولة .
 منحى حركة الإلكترونات معاكس للمنحى الإصطلاحي للتيار الكهبائي .
2°)- الشوارد في المحاليل المائية :
نضع في الكأس سوائل مختلفة ، ثم نلاحظ شدة التيار التي يشير إليها جهاز الأمبير-متر
• الماء المقطر و ماء الحنفية و المحلول المائي للسكر : كلها محاليل ضعيفة التوصيل الكهربائي .
• المحلول المائي للملح و محلول كبريتات النحاس : موصلان جيدان للكهرباء .
• يحتوي المحلول المائي و الموصل للكهرباء ، بالإضافة إلى جزيئات الماء ، على شوارد تجعله موصلا للتيار الكهربائي .
• كلما زاد عدد الشوارد ، زاد المحلول توصيلا للتيار الكهربائي .

3°)- حركة الشوارد في المحلول :
عند تمرير تيار كهربائي مستمر في محلول مائي موصل ، نلاحظ :
• إنتقال الشوارد السالبة (الأنيونات) نحو المسرى المرتبط بالقطب
الموجب للمولد (أنود Anode)
• إنتقال الشوارد الموجبة (الكاتيونات) نحو المسرى المرتبط بالقطب
السالب للمولد (كاتود Cathode)

الخلاصة :
ينتج مرور التيار الكهربائي في المحلول الموصل إلى الإنتقال المزدوج
للشوارد :
• الكاتيونات في منحى التيار الكهربائي
• الأنيونات في المنحى المعاكس للتيار الكهربائي .

VII/- الكشف عن بعض الشوارد :
يمكن الكشف عن الشوارد في المحاليل بالمقاربات التالية :
1. يمكن أن يعطينا لون الشوارد في المحلول المائي إشارة أولية .
2. تلون بعض الشوارد الموضوعة على حامل اللهب بشكل مميز .
3. بعض الشوارد تشكل رواسب (أجسام صلبة) مع بعض المتفاعلات ، كما أن لون الراسب يشكلان طريقة للتعرف على الشوارد .
ion testé COULEUR FLAMME B.B.T. SOLUTION BASIQUE CO32- SO42- S2- Cl- HClO4

Ag+ Précipité blanc noircissant lumière (insoluble excès NaOH ou NH3) Précipité blanc sol. NH3 Précipité blanc sol. NH3 Précipité blanc

Al3+ Précipité blanc soluble excès NaOH insoluble excès NH3 Précipité blanc sol. HCl Précipité blanc sol. HCl

Ba2+ vert livide Précipité blanc soluble excès eau soluble excès NH3 Précipité blanc sol. HCl Précipité blanc

Ca2+ rouge orangé Précipité blanc soluble excès eau insoluble excès NH3 Précipité blanc sol. HCl Précipité blanc Précipité blanc

Co2+ rose Précipité rose insoluble excès NaOH insoluble excès NH3 Précipité rouge Précipité rouge Précipité noir soluble acides

Cr3+ vert Précipité jaune soluble excès eau insoluble excès NH3 Précipité noir

Cu2+ turquoise vert Précipité bleu insoluble excès NaOH soluble excès NH3 (solution limpide bleu intense) Précipité bleu sol. NH3 Précipité noir

Fe2+ vert pâle Précipité vert insoluble excès NaOH insoluble excès NH3 Précipité gris sol. HCl Précipité jaune-vert

Fe3+ rouille Précipité rouille insoluble excès NaOH insoluble excès NH3 Précipité jaune

H3O+ jaune élévation de température élévation de température Odeur H2S

K+
violet Précipité blanc

Li+ rouge Précipité blanc soluble excès eau soluble excès NH3

Mg2+ Précipité blanc sol. HCl Précipité rouge

Na+ jaune vif

NH4+ vert pâle jaune élévation de température élévation de température

Pb2+ bleu ciel Précipité blanc soluble excès NaOH soluble excès NH3 Précipité blanc soluble à chaud Précipité blanc

Zn2+ vert blanc Précipité blanc soluble excès NaOH soluble excès NH3 Précipité blanc Précipité blanc sol. HCl
ion
testé COULEUR Ag+ Pb2+ SOLUTION
ACIDE Ba2+ Fe3+ FeSO4 b.b.t.

Cl- Précipité blanc noircissant à la lumière Précipité blanc insoluble dans l'ammoniac

Br- Précipité jaune insoluble dans l'ammoniac Précipité blanc insoluble dans l'ammoniac

I- Précipité orange insoluble dans l'ammoniac Précipité jaune soluble dans les bases

S2- Précipité noir insoluble dans l'ammoniac Précipité noir odeur H2S précipité jaune-vert

OH- Précipité blanc noircissant à la lumière Précipité blanc soluble dans un excès. échauffement précipité blanc précipité rouille bleu

CO32- Précipité blanc soluble dans l'ammoniac dégagement
CO2 précipité blanc bleu

SO42- Précipité blanc soluble dns l'ammoniac précipité blanc précipité jaune

NO3- anneau brun avec H2SO4

PO43- Précipité jaune soluble dans l'ammoniac Précipité jaune soluble dans les bases précipité blanc précipité blanc

MnO4- rose-violet

Cr2O72- orange précipité rouge précipité rouge

شكرا يا اخي