Koji spoj broma u čvrstom stanju sastoji se od molekula. Atomsko-molekularna doktrina
Molekularna i nemolekularna struktura tvari. Struktura materije
U kemijske interakcije ne ulaze pojedinačni atomi ili molekule, već tvari. Tvari se razlikuju po vrsti veze molekularni i nemolekularna struktura. Tvari sastavljene od molekula nazivaju se molekularne tvari. Veze između molekula u takvim tvarima su vrlo slabe, puno slabije nego između atoma unutar molekule, a već na relativno niskim temperaturama pucaju – tvar prelazi u tekućinu, a zatim u plin (sublimacija joda). Točke taljenja i vrelišta tvari koje se sastoje od molekula povećavaju se s povećanjem Molekularna težina. DO molekularne tvari uključuju tvari s atomskom strukturom (C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W), među njima ima metala i nemetala. Na tvari nemolekularna struktura uključuju ionske spojeve. Većina spojeva metala s nemetalima ima ovu strukturu: sve soli (NaCl, K 2 SO 4), neki hidridi (LiH) i oksidi (CaO, MgO, FeO), baze (NaOH, KOH). Ionske (nemolekularne) tvari imaju visoke točke taljenja i vrelišta.
Čvrste tvari: amorfne i kristalne
Čvrste tvari se dijele na kristalna i amorfna.
Amorfne tvari nemaju jasnu točku taljenja - kada se zagrijavaju, postupno omekšaju i postaju tekući. U amorfnom stanju su, na primjer, plastelin i razne smole.
Kristalne tvari karakteriziraju ispravan raspored onih čestica od kojih se sastoje: atoma, molekula i iona - na strogo određenim točkama u prostoru. Kada se te točke spoje ravnim linijama, formira se prostorni okvir koji se naziva kristalna rešetka. Točke na kojima se nalaze kristalne čestice nazivaju se čvorovi rešetke. Ovisno o vrsti čestica koje se nalaze na čvorovima kristalne rešetke i prirodi veze između njih, razlikuju se četiri vrste kristalnih rešetki: ionske, atomske, molekularne i metalne.
Kristalne rešetke nazivaju se ionske, na čijim se mjestima nalaze ioni. Tvore ih tvari s ionskom vezom, koje se mogu povezati s jednostavnim ionima Na +, Cl - i složenim SO 4 2-, OH -. Posljedično, soli, neki oksidi i hidroksidi metala imaju ionske kristalne rešetke. Na primjer, kristal natrijevog klorida izgrađen je od naizmjeničnih pozitivnih Na + i negativnih Cl - iona, tvoreći rešetku u obliku kocke. Veze između iona u takvom kristalu su vrlo stabilne. Stoga tvari s ionskom rešetkom karakteriziraju relativno visoka tvrdoća i čvrstoća, vatrostalne su i nehlapljive.
Kristalna rešetka - a) i amorfna rešetka - b).
Kristalna rešetka - a) i amorfna rešetka - b). Atomske kristalne rešetke
nuklearna nazvane kristalne rešetke, u čijim se čvorovima nalaze pojedinačni atomi. U takvim rešetkama atomi su međusobno povezani vrlo jake kovalentne veze. Primjer tvari s ovom vrstom kristalne rešetke je dijamant, jedna od alotropnih modifikacija ugljika. Većina tvari s atomskom kristalnom rešetkom ima vrlo visoke točke taljenja (na primjer, u dijamantu je iznad 3500 ° C), jake su i tvrde, praktički netopive.
Molekularne kristalne rešetke
Molekularno nazvane kristalne rešetke, na čijim se čvorovima nalaze molekule. Kemijske veze u tim molekulama mogu biti i polarne (HCl, H 2 O) i nepolarne (N 2 , O 2). Unatoč činjenici da su atomi unutar molekula vezani vrlo jakim kovalentnim vezama, između samih molekula djeluju slabe sile međumolekularne privlačnosti. Stoga tvari s molekularnim kristalnim rešetkama imaju nisku tvrdoću, niske točke taljenja i hlapljive. Većina čvrstih organskih spojeva ima molekularne kristalne rešetke (naftalen, glukoza, šećer).
Molekularna kristalna rešetka ( ugljični dioksid)
Metalne kristalne rešetke
Tvari sa metalna veza imaju metalne kristalne rešetke. Na čvorovima takvih rešetki su atoma i iona(bilo atomi, ili ioni, u koje se atomi metala lako pretvaraju, dajući svoje vanjske elektrone "za opću upotrebu"). Takav unutarnja struktura metali određuje njihovu karakteristiku fizikalna svojstva: savitljivost, duktilnost, električna i toplinska vodljivost, karakterističan metalni sjaj.
cheat sheets
Kovalentna kemijska veza, njezine vrste i mehanizmi nastanka. Karakteristike kovalentne veze (polaritet i energija veze). Jonska veza. Metalni spoj. vodikova veza
Doktrina o kemijskoj vezi osnova je sve teorijske kemije.
Kemijska veza je takva interakcija atoma koja ih veže u molekule, ione, radikale, kristale.
Postoje četiri vrste kemijske veze: ionski, kovalentni, metalni i vodik.
Podjela kemijskih veza na vrste je uvjetna, budući da ih sve karakterizira određeno jedinstvo.
Ionska veza može se smatrati graničnim slučajem kovalentne polarne veze.
Metalna veza kombinira kovalentnu interakciju atoma uz pomoć zajedničkih elektrona i elektrostatičku privlačnost između ovih elektrona i metalnih iona.
U tvarima često ne postoje ograničavajući slučajevi kemijske veze (ili čiste kemijske veze).
Na primjer, litijev fluorid $LiF$ klasificiran je kao ionski spoj. Zapravo, veza u njemu je 80%$ ionska i 20%$ kovalentna. Stoga je očito ispravnije govoriti o stupnju polarnosti (ioničnosti) kemijske veze.
U nizu vodikovih halogenida $HF—HCl—HBr—HI—HAt$ stupanj polariteta veze opada, jer se smanjuje razlika u vrijednostima elektronegativnosti atoma halogena i vodika, a u astatinu veza postaje gotovo nepolarni $(EO(H) = 2,1; EO(At) = 2,2)$.
U istim tvarima mogu se nalaziti različite vrste veza, na primjer:
- u bazama: između atoma kisika i vodika u hidrokso skupinama veza je polarna kovalentna, a između metala i hidrokso skupine je ionska;
- u solima kiselina koje sadrže kisik: između atoma nemetala i kisika kiselinskog ostatka - kovalentno polarni, a između metala i kiselinskog ostatka - ionski;
- u solima amonija, metilamonija i dr.: između atoma dušika i vodika - kovalentno polarni, a između amonijevih ili metilamonijevih iona i kiselinskog ostatka - ionski;
- u metalnim peroksidima (na primjer, $Na_2O_2$) veza između atoma kisika je kovalentna nepolarna, a između metala i kisika je ionska i tako dalje.
Različite vrste veza mogu prelaziti jedna u drugu:
- kod elektrolitička disocijacija u vodi kovalentnih spojeva kovalentna polarna veza postaje ionska;
- prilikom isparavanja metala metalna veza prelazi u kovalentnu nepolarnu itd.
Razlog jedinstva svih vrsta i vrsta kemijskih veza je njihov identičan kemijske prirode— elektron-nuklearna interakcija. Stvaranje kemijske veze u svakom je slučaju rezultat elektron-nuklearne interakcije atoma, praćene oslobađanjem energije.
Metode za stvaranje kovalentne veze. Karakteristike kovalentne veze: duljina veze i energija
Kovalentna kemijska veza je veza koja nastaje između atoma zbog stvaranja zajedničkih elektronskih parova.
Mehanizam nastanka takve veze može biti razmjenski i donor-akceptor.
ja mehanizam razmjene djeluje kada atomi tvore zajedničke elektronske parove spajanjem nesparenih elektrona.
1) $H_2$ - vodik:
Veza nastaje zbog formiranja zajedničkog elektronskog para od strane $s$-elektrona atoma vodika (preklapajućih $s$-orbitala):
2) $HCl$ - klorovodik:
Veza nastaje zbog formiranja zajedničkog elektronskog para $s-$ i $p-$elektrona (preklapajućih $s-p-$orbitala):
3) $Cl_2$: u molekuli klora nastaje kovalentna veza zbog nesparenih $p-$elektrona (preklapajućih $p-p-$orbitala):
4) $N_2$: tri zajednička elektronska para nastaju između atoma u molekuli dušika:
II. Donorsko-akceptorski mehanizam Razmotrimo stvaranje kovalentne veze na primjeru amonijevog iona $NH_4^+$.
Donor ima elektronski par, akceptor ima praznu orbitalu koju ovaj par može zauzeti. U amonijevom ionu, sve četiri veze s atomima vodika su kovalentne: tri su nastale zbog stvaranja zajedničkih elektronskih parova atomom dušika i atoma vodika mehanizmom izmjene, a jedna - mehanizmom donor-akceptor.
Kovalentne veze mogu se klasificirati prema načinu na koji se orbitale elektrona preklapaju, kao i po njihovom pomaku prema jednom od vezanih atoma.
Kemijske veze nastale kao rezultat preklapanja orbitala elektrona duž linije veze nazivaju se $σ$ -obveznice (sigma-obveznice). Sigma veza je vrlo jaka.
$p-$orbitale se mogu preklapati u dvije regije, tvoreći kovalentnu vezu kroz bočno preklapanje:
Kemijske veze nastale kao rezultat "bočnog" preklapanja orbitala elektrona izvan komunikacijske linije, t.j. u dvije regije nazivaju se $π$ -veze (pi-veze).
Po stupanj pristranosti zajedničkih elektronskih parova na jedan od atoma koji vežu, može biti kovalentna veza polarni i nepolarni.
Kovalentna kemijska veza nastala između atoma s istom elektronegativnošću naziva se nepolarni. Elektronski parovi nisu pomaknuti ni na jedan od atoma, jer atomi imaju isti ER – svojstvo povlačenja valentnih elektrona prema sebi od drugih atoma. Na primjer:
oni. kroz kovalentnu nepolarnu vezu nastaju molekule jednostavnih nemetalnih tvari. Kovalentna kemijska veza između atoma elemenata čija se elektronegativnost razlikuje naziva se polarni.
Duljina i energija kovalentne veze.
karakterističan svojstva kovalentne veze je njegova duljina i energija. Duljina veze je udaljenost između jezgri atoma. Kemijska veza je jača što je njezina duljina kraća. Međutim, mjera snage veze je energija vezanja, što je određeno količinom energije potrebne za prekid veze. Obično se mjeri u kJ/mol. Dakle, prema eksperimentalnim podacima, duljine veze molekula $H_2, Cl_2$ i $N_2$ iznose $0,074, 0,198$ i $0,109$ nm, respektivno, a energije vezivanja su $436, 242$ i $946$ kJ/ mol, respektivno.
Ioni. Jonska veza
Zamislite da se dva atoma "susreću": atom metala iz skupine I i atom nemetala iz skupine VII. Kod atoma metala na vanjskoj strani razina energije postoji samo jedan elektron, a atomu nemetala nedostaje točno jedan elektron da bi njegova vanjska razina bila potpuna.
Prvi atom će drugom lako ustupiti svoj elektron, koji je udaljen od jezgre i slabo vezan za nju, a drugi će mu dati slobodno mjesto na njegovoj vanjskoj elektronskoj razini.
Tada će atom, lišen jednog od negativnih naboja, postati pozitivno nabijena čestica, a druga će se zbog primljenog elektrona pretvoriti u negativno nabijenu česticu. Takve se čestice nazivaju ioni.
Kemijska veza koja se javlja između iona naziva se ionska.
Razmotrimo stvaranje ove veze pomoću dobro poznatog spoja natrijevog klorida (kuhinjska sol) kao primjer:
Proces transformacije atoma u ione prikazan je na dijagramu:
Takva transformacija atoma u ione uvijek se događa tijekom interakcije atoma tipičnih metala i tipičnih nemetala.
Razmotrite algoritam (slijed) razmišljanja kada bilježite stvaranje ionske veze, na primjer, između atoma kalcija i klora:
Zovu se brojevi koji pokazuju broj atoma ili molekula koeficijenti, a brojevi koji pokazuju broj atoma ili iona u molekuli nazivaju se indeksi.
metalni spoj
Upoznajmo se s time kako atomi metalnih elemenata međusobno djeluju. Metali obično ne postoje u obliku izoliranih atoma, već u obliku komada, ingota ili metalnog proizvoda. Što drži atome metala zajedno?
Atomi većine metala na vanjskoj razini sadrže br veliki broj elektroni - $1, 2, 3 $. Ti se elektroni lako odvajaju, a atomi se pretvaraju u pozitivne ione. Odvojeni elektroni kreću se od jednog iona do drugog, vežući ih u jedinstvenu cjelinu. Povezujući se s ionima, ti elektroni privremeno tvore atome, zatim se ponovno odvajaju i spajaju s drugim ionom i tako dalje. Posljedično, u volumenu metala atomi se kontinuirano pretvaraju u ione i obrnuto.
Veza u metalima između iona pomoću socijaliziranih elektrona naziva se metalna.
Slika shematski prikazuje strukturu fragmenta metala natrija.
U ovom slučaju mali broj socijaliziranih elektrona veže veliki broj iona i atoma.
Metalna veza ima neku sličnost s kovalentnom vezom, budući da se temelji na dijeljenju vanjskih elektrona. Međutim, u kovalentnoj vezi socijaliziraju se vanjski nespareni elektroni samo dva susjedna atoma, dok u metalnoj vezi svi atomi sudjeluju u socijalizaciji tih elektrona. Zato su kristali s kovalentnom vezom krhki, dok su oni s metalnom vezom u pravilu plastični, električno vodljivi i imaju metalni sjaj.
Metalna veza je karakteristična i za čiste metale i za mješavine raznih metala – legura koje su u čvrstom i tekućem stanju.
vodikova veza
Kemijska veza između pozitivno polariziranih atoma vodika jedne molekule (ili njenog dijela) i negativno polariziranih atoma jako elektronegativnih elemenata koji imaju nepodijeljene elektronske parove ($F, O, N$ i rjeđe $S$ i $Cl$), druge molekula (ili njezini dijelovi) naziva se vodik.
Mehanizam stvaranja vodikove veze je dijelom elektrostatički, dijelom donor-akceptorski.
Primjeri međumolekularne vodikove veze:
U prisutnosti takve veze mogu biti čak i tvari male molekularne težine normalnim uvjetima tekućine (alkohol, voda) ili lako ukapljeni plinovi (amonijak, fluorovodik).
Tvari s vodikovom vezom imaju molekularne kristalne rešetke.
Tvari molekularne i nemolekularne strukture. Vrsta kristalne rešetke. Ovisnost svojstava tvari o njihovom sastavu i strukturi
Molekularna i nemolekularna struktura tvari
U kemijske interakcije ne ulaze pojedinačni atomi ili molekule, već tvari. Tvar pod danim uvjetima može biti u jednom od tri agregatna stanja: čvrstom, tekućem ili plinovitom. Svojstva tvari ovise i o prirodi kemijske veze između čestica koje je tvore – molekula, atoma ili iona. Prema vrsti veze razlikuju se tvari molekularne i nemolekularne strukture.
Tvari sastavljene od molekula nazivaju se molekularne tvari. Veze između molekula u takvim tvarima su vrlo slabe, puno slabije nego između atoma unutar molekule, a već na relativno niskim temperaturama pucaju – tvar prelazi u tekućinu, a zatim u plin (sublimacija joda). Točke taljenja i vrelišta tvari koje se sastoje od molekula povećavaju se s povećanjem molekularne mase.
U molekularne tvari spadaju tvari s atomskom strukturom ($C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W$), među njima su metali i nemetali.
Razmotrite fizička svojstva alkalni metali. Relativno niska čvrstoća veze između atoma uzrokuje nisku mehaničku čvrstoću: alkalni metali su mekani i lako se mogu rezati nožem.
Velike veličine atoma dovode do niske gustoće alkalnih metala: litij, natrij i kalij čak su lakši od vode. U skupini alkalnih metala vrelište i talište opadaju s povećanjem rednog broja elementa, jer. veličina atoma se povećava, a veze slabe.
Na tvari nemolekularni strukture uključuju ionske spojeve. Većina spojeva metala s nemetalima ima ovu strukturu: sve soli ($NaCl, K_2SO_4$), neki hidridi ($LiH$) i oksidi ($CaO, MgO, FeO$), baze ($NaOH, KOH$). Ionske (nemolekularne) tvari imaju visoke točke taljenja i vrelišta.
Kristalne rešetke
Tvar, kao što je poznato, može postojati u tri agregatna stanja: plinovito, tekuće i kruto.
Čvrste tvari: amorfne i kristalne.
Razmotrite kako značajke kemijskih veza utječu na svojstva čvrstih tvari. Čvrste tvari se dijele na kristalno i amorfna.
Amorfne tvari nemaju jasnu točku taljenja - kada se zagrijavaju, postupno omekšaju i postaju tekućine. U amorfnom stanju su, na primjer, plastelin i razne smole.
Kristalne tvari karakterizira pravilan raspored čestica od kojih se sastoje: atoma, molekula i iona - na strogo određenim točkama u prostoru. Kada se te točke spoje ravnim linijama, formira se prostorni okvir koji se naziva kristalna rešetka. Točke na kojima se nalaze kristalne čestice nazivaju se čvorovi rešetke.
Ovisno o vrsti čestica koje se nalaze na čvorovima kristalne rešetke i prirodi veze između njih, razlikuju se četiri vrste kristalnih rešetki: ionski, atomski, molekularni i metal.
Ionske kristalne rešetke.
ionski nazvane kristalne rešetke, u čijim se čvorovima nalaze ioni. Tvore ih tvari s ionskom vezom, koje mogu vezati i jednostavne ione $Na^(+), Cl^(-)$ i složene $SO_4^(2−), OH^-$. Posljedično, soli, neki oksidi i hidroksidi metala imaju ionske kristalne rešetke. Na primjer, kristal natrijevog klorida sastoji se od naizmjeničnih pozitivnih iona $Na^+$ i negativnih iona $Cl^-$, tvoreći rešetku u obliku kocke. Veze između iona u takvom kristalu su vrlo stabilne. Stoga tvari s ionskom rešetkom karakteriziraju relativno visoka tvrdoća i čvrstoća, vatrostalne su i nehlapljive.
Atomske kristalne rešetke.
nuklearna nazvane kristalne rešetke, u čijim se čvorovima nalaze pojedinačni atomi. U takvim rešetkama atomi su međusobno povezani vrlo jakim kovalentnim vezama. Primjer tvari s ovom vrstom kristalne rešetke je dijamant, jedna od alotropnih modifikacija ugljika.
Većina tvari s atomskom kristalnom rešetkom ima vrlo visoke točke tališta (na primjer, za dijamant je iznad 3500°C$), jake su i tvrde, praktički netopive.
Molekularne kristalne rešetke.
Molekularno nazvane kristalne rešetke, na čijim se čvorovima nalaze molekule. Kemijske veze u tim molekulama mogu biti polarne ($HCl, H_2O$) ili nepolarne ($N_2, O_2$). Unatoč činjenici da su atomi unutar molekula vezani vrlo jakim kovalentnim vezama, između samih molekula postoje slabe sile međumolekularne privlačnosti. Stoga tvari s molekularnim kristalnim rešetkama imaju nisku tvrdoću, niske točke taljenja i hlapljive. Najčvršći organski spojevi imaju molekularne kristalne rešetke (naftalen, glukoza, šećer).
Metalne kristalne rešetke.
Tvari s metalnom vezom imaju metalne kristalne rešetke. Na čvorovima takvih rešetki nalaze se atomi i ioni (bilo atomi ili ioni, u koje se atomi metala lako pretvaraju, dajući svoje vanjske elektrone "za uobičajenu upotrebu"). Takva unutarnja struktura metala određuje njihova karakteristična fizikalna svojstva: savitljivost, plastičnost, električnu i toplinsku vodljivost te karakterističan metalni sjaj.
Molekula u kojoj se težišta pozitivno i negativno nabijenih dijelova ne poklapaju naziva se dipol. Definirajmo pojam "dipola".
Dipol je skup dvaju jednakih električnih naboja suprotne veličine koji se nalaze na određenoj udaljenosti jedan od drugog.
Molekula vodika H 2 nije dipol (slika 50.). a), a molekula klorovodika je dipol (slika 50.). b). Molekula vode je također dipol. Elektronski parovi u H 2 O su u većoj mjeri pomaknuti s atoma vodika na atom kisika.
Težište negativnog naboja nalazi se u blizini atoma kisika, a težište pozitivnog naboja u blizini atoma vodika.
U kristalnoj tvari atomi, ioni ili molekule su u strogom redu.
Mjesto gdje se nalazi takva čestica zove se čvor kristalne rešetke. Položaj atoma, iona ili molekula u čvorovima kristalne rešetke prikazan je na sl. 51.
u g
Riža. 51. Modeli kristalnih rešetki (prikazana je jedna ravnina masivnog kristala): a) kovalentni ili atomski (dijamant C, silicij Si, kvarc SiO 2); b) ionski (NaCl); v) molekularni (led, I 2); G) metalni (Li, Fe). U modelu metalne rešetke, točke označavaju elektrone
Prema vrsti kemijske veze između čestica kristalne rešetke se dijele na kovalentne (atomske), ionske i metalne. Postoji još jedna vrsta kristalne rešetke - molekularna. U takvoj rešetki drže se pojedinačne molekule sile međumolekularne privlačnosti.
Ionski kristali(Sl. 51 b) sadrže pozitivno i negativno nabijene ione na mjestima kristalne rešetke. Kristalna rešetka je izgrađena na način da su sile elektrostatičkog privlačenja suprotno nabijenih iona i sile odbijanja jednako nabijenih iona uravnotežene. Takve kristalne rešetke karakteristične su za spojeve kao što su LiF, NaCl i mnoge druge.
molekularni kristali(Sl. 51 v) sadrže dipolne molekule na mjestima kristala, koje se drže jedna u odnosu na drugu silama elektrostatičkog privlačenja poput iona u ionskoj kristalnoj rešetki. Na primjer, led je molekularna kristalna rešetka koju čine vodeni dipoli. Na sl. 51 v simboli nisu dati za naboje, kako ne bi preopteretili brojku.
metalni kristal(Sl. 51 G) sadrži pozitivno nabijene ione na mjestima rešetke. Neki od vanjskih elektrona slobodno se kreću između iona. " e-plin"drži pozitivno nabijene ione u čvorovima kristalne rešetke.. Pri udaru metal ne bode poput leda, kvarca ili kristala soli, već samo mijenja oblik. Elektroni, zbog svoje mobilnosti, imaju vremena za kretanje u ovom trenutku od udara i održavaju ione u novom položaju.Zato se kovanje metala i plastike savijaju bez lomljenja.
Riža. 52. Struktura silicij oksida: a) kristalno; b) amorfna. Crne točke označavaju atome silicija, otvoreni krugovi označavaju atome kisika. Prikazana je ravnina kristala, tako da četvrta veza na atomu silicija nije naznačena. Isprekidana linija označava poredak kratkog dometa u neredu amorfne tvari
U amorfnoj tvari narušena je trodimenzionalna periodičnost strukture, koja je karakteristična za kristalno stanje (slika 52 b).
Tekućine i plinovi razlikuju od kristalnih i amorfnih tijela nasumičnim kretanjem atoma i
molekule. U tekućinama, privlačne sile mogu držati mikročestice jedna u odnosu na drugu na malim udaljenostima, srazmjernim udaljenostima u čvrstom tijelu. U plinovima interakcija atoma i molekula praktički je odsutna, stoga plinovi, za razliku od tekućina, zauzimaju cijeli volumen koji im se pruža. Mol tekuće vode na 100 0 C zauzima volumen od 18,7 cm 3, a mol zasićene vodene pare 30 000 cm 3 na istoj temperaturi. 
Riža. 53. Različite vrste interakcija molekula u tekućinama i plinovima: a) dipol–dipol; b) dipol–nedipol; v) nedipol–nedipol
Za razliku od čvrste tvari Molekule se slobodno kreću u tekućinama i plinovima. Kao rezultat kretanja, oni su orijentirani na određeni način. Na primjer, na sl. 53 a,b. prikazano je interakciju dipolnih molekula, kao i nepolarnih molekula s dipolnim molekulama u tekućinama i plinovima.
Kada se dipol približi dipolu, molekule se rotiraju kao rezultat privlačenja i odbijanja. Pozitivno nabijeni dio jedne molekule nalazi se u blizini negativno nabijenog dijela druge. Ovako dipoli međusobno djeluju u tekućoj vodi.
Kada se dvije nepolarne molekule (nedipole) približavaju jedna drugoj na prilično bliskim udaljenostima, one također međusobno utječu jedna na drugu (slika 53. v). Molekule su spojene negativno nabijenim elektronskim ljuskama koje prekrivaju jezgre. Elektronske ljuske su deformirane na način da postoji privremena pojava pozitivnih i negativnih centara u obje molekule, te se međusobno privlače. Dovoljno je da se molekule rasprše, jer privremeni dipoli ponovno postaju nepolarne molekule.
Primjer je interakcija između molekula plinovitog vodika. (Sl. 53 v).
3.2. Klasifikacija anorganskih tvari. Jednostavna i složene tvari
V početkom XIX stoljeća švedski kemičar Berzelius predložio je da se tvari dobivene iz živih organizama naz organski. Imenovane su tvari karakteristične za neživu prirodu anorganski ili mineral(proizveden iz minerala).
Sve krute, tekuće i plinovite tvari možemo podijeliti na jednostavne i složene.
Tvari se nazivaju jednostavnima, sastoje se od atoma jednog kemijskog elementa.
Na primjer, vodik, brom i željezo na sobnoj temperaturi i atmosferskom tlaku su jednostavne tvari, koji su u plinovitom, tekućem i čvrstom stanju (slika 54 a B C).
Plinoviti vodik H 2 (g) i tekući brom Br 2 (l) sastoje se od dvoatomskih molekula. Čvrsto željezo Fe(t) postoji u obliku kristala s metalnom kristalnom rešetkom.
Jednostavne tvari dijele se u dvije skupine: nemetale i metale.
a) b) v)
Riža. 54. Jednostavne tvari: a) plinoviti vodik. Lakši je od zraka, pa se epruveta začepi i okrene naopako; b) tekući brom (obično se čuva u zatvorenim ampulama); v) željezni prah
Nemetali su jednostavne tvari s kovalentnom (atomskom) ili molekularnom kristalnom rešetkom u čvrstom stanju.
Na sobnoj temperaturi, kovalentna (atomska) kristalna rešetka je karakteristična za takve nemetale kao što su bor B(t), ugljik C(t), silicij Si(t). Molekularna kristalna rešetka ima bijeli fosfor P (t), sumpor S (t), jod I 2 (t). Neki nemetali samo pri vrlo niskim temperaturama prelaze u tekuće ili kruto agregacijsko stanje. U normalnim uvjetima, oni su plinovi. Takve tvari uključuju, na primjer, vodik H 2 (g), dušik N 2 (g), kisik O 2 (g), fluor F 2 (g), klor Cl 2 (g), helij He (g), neon Ne (d), argon Ar(d). Na sobnoj temperaturi, molekularni brom Br 2 (l) postoji u tekućem obliku.
Metali su jednostavne tvari s metalnom kristalnom rešetkom u čvrstom stanju.
To su savitljive, duktilne tvari koje imaju metalni sjaj i sposobne su provoditi toplinu i električnu energiju.
Otprilike 80% artikala Periodični sustav tvore jednostavne metale. Na sobnoj temperaturi metali su čvrste tvari. Na primjer, Li(t), Fe(t). Samo živa, Hg (l) je tekućina koja se skrutne na -38,89 0 S.
Spojevi su tvari koje se sastoje od atoma različitih kemijskih elemenata.
Atomi elemenata u složenoj tvari povezani su stalnim i dobro definiranim odnosima.
Na primjer, voda H 2 O je složena tvar. Njegova molekula sadrži atome dvaju elemenata. Voda uvijek, bilo gdje na Zemlji sadrži 11,1% vodika i 88,9% kisika po masi.
Ovisno o temperaturi i tlaku, voda može biti u čvrstom, tekućem ili plinovitom stanju, što je naznačeno desno od kemijska formula tvari - H 2 O (g), H 2 O (g), H 2 O (t).
U praksi se u pravilu ne bavimo čistim tvarima, već njihovim smjesama.
Mješavina je skup kemijskih spojeva različitog sastava i strukture
Predstavite jednostavne i složene tvari, kao i njihove smjese u obliku dijagrama:
Jednostavan
nemetali
emulzije
Temelji
složene tvari u anorganska kemija dijele se na okside, baze, kiseline i soli.
oksidi
Postoje oksidi metala i nemetala. Metalni oksidi - spojevi s ionske veze. U čvrstom stanju tvore ionske kristalne rešetke.
Oksidi nemetala- spojevi s kovalentnim kemijskim vezama.
Oksidi su složene tvari koje se sastoje od atoma dvaju kemijskih elemenata, od kojih je jedan kisik, čije je oksidacijsko stanje -2.
Ispod su molekularne i strukturne formule nekih oksida nemetala i metala.
Molekularna formula Strukturna formula
CO 2 - ugljični monoksid (IV) O \u003d C \u003d O
SO 2 - sumporov oksid (IV)
SO 3 - sumporov oksid (VI)
SiO 2 - silicij oksid (IV)
Na 2 O - natrijev oksid
CaO - kalcijev oksid
K 2 O - kalijev oksid, Na 2 O - natrijev oksid, Al 2 O 3 - aluminijev oksid. Kalij, natrij i aluminij tvore svaki po jedan oksid.
Ako element ima nekoliko oksidacijskih stanja, postoji nekoliko njegovih oksida. U ovom slučaju, nakon naziva oksida, stupanj oksidacije elementa označen je rimskim brojem u zagradi. Na primjer, FeO je željezov (II) oksid, Fe 2 O 3 je željezov (III) oksid.
Uz nazive formirane prema pravilima međunarodne nomenklature, koriste se tradicionalni ruski nazivi za okside, na primjer: CO 2 ugljični monoksid (IV) - ugljični dioksid, CO ugljični monoksid (II) – ugljični monoksid, CaO kalcijev oksid - živo vapno, SiO 2 silicij oksid- kvarc, silicij, pijesak.
Postoje tri skupine oksida, koje se razlikuju kemijska svojstva, – bazična, kisela i amfoterna(drugi grčki , - oboje, dvojno).
Osnovni oksidi koju čine elementi glavnih podskupina skupina I i II periodnog sustava (oksidacijsko stanje elemenata je +1 i +2), kao i elementi sekundarnih podskupina čije je oksidacijsko stanje također +1 ili + 2. Svi ovi elementi su metali, dakle osnovni oksidi su metalni oksidi, Na primjer:
Li 2 O - litijev oksid
MgO - magnezijev oksid
CuO - bakrov (II) oksid
Bazičnim oksidima odgovaraju bazični oksidi.
Kiseli oksidi
formirani od nemetala i metala čije je oksidacijsko stanje veće od +4, na primjer:
CO 2 - ugljični monoksid (IV)
SO 2 - sumporov oksid (IV)
SO 3 - sumporov oksid (VI)
P 2 O 5 - fosforov oksid (V)
Kiseli oksidi odgovaraju kiselinama.
Amfoterni oksidi
formirani od metala čije je oksidacijsko stanje +2, +3, ponekad +4, na primjer:
ZnO - cink oksid
Al 2 O 3 - aluminijev oksid
Amfoterni oksidi odgovaraju amfoternim hidroksidima.
Osim toga, postoji mala skupina tzv indiferentni oksidi:
N 2 O - dušikov oksid (I)
NO - dušikov oksid (II)
CO - ugljični monoksid (II)
Treba napomenuti da je jedan od najvažnijih oksida na našem planetu vodikov oksid, poznat kao voda H 2 O.
Temelji
U odjeljku "Oksidi" spomenuto je da baze odgovaraju osnovnim oksidima:
Natrijev oksid Na 2 O - natrijev hidroksid NaOH.
Kalcijev oksid CaO - kalcijev hidroksid Ca (OH) 2.
Bakar oksid CuO - bakrov hidroksid Cu (OH) 2
Baze su složene tvari koje se sastoje od atoma metala i jedne ili više hidrokso skupina -OH.
Baze su čvrste tvari s ionskom kristalnom rešetkom.
Kada se otopi u vodi, kristali topljivih baza ( lužine) uništavaju se djelovanjem polarnih molekula vode i nastaju ioni:
NaOH(t) Na + (otopina) + OH - (otopina)
Sličan zapis iona: Na + (otopina) ili OH - (otopina) znači da su ioni u otopini.
Naziv zaklade uključuje riječ hidroksid a ruski naziv metala u genitivu. Na primjer, NaOH je natrijev hidroksid, Ca (OH) 2 je kalcijev hidroksid.
Ako metal čini nekoliko baza, tada je oksidacijsko stanje metala naznačeno u nazivu rimskim brojem u zagradama. Na primjer: Fe (OH) 2 - željezov (II) hidroksid, Fe (OH) 3 - željezov (III) hidroksid.
Osim toga, postoje tradicionalni nazivi za neke osnove:
NaOH- kaustična soda, kaustična soda
KOH - kaustična potaša
Ca (OH) 2 - gašeno vapno, vapnena voda
R
Vodotopive baze nazivaju se lužine
Razlikovati topive i netopive baze u vodi.
To su metalni hidroksidi glavnih podskupina skupine I i II, osim hidroksida Be i Mg.
DO amfoterni hidroksidi primjenjuje se,
HCl (g) H + (otopina) + Cl - (otopina)
Kiseline se nazivaju složene tvari, koje uključuju atome vodika koji se mogu zamijeniti ili zamijeniti atomima metala, te kiselinske ostatke.
Ovisno o prisutnosti ili odsutnosti atoma kisika u molekuli, anoksična i koji sadrže kisik kiseline.
Za imenovanje kiselina bez kisika, ruskom nazivu nemetala dodaje se slovo - O- i riječ vodik :
HF - fluorovodična kiselina
HCl - klorovodična kiselina
HBr - bromovodična kiselina
HI - jodovodična kiselina
H 2 S - hidrosulfidna kiselina
Tradicionalni nazivi za neke kiseline:
HCl- klorovodična kiselina; HF- fluorovodična kiselina
Za imenovanje kiselina koje sadrže kisik, nastavci se dodaju korijenu ruskog imena nemetala - ne,
-ovaya ako je nemetal u najviši stupanj oksidacija. Najveće oksidacijsko stanje podudara se s brojem skupine u kojoj se nalazi nemetalni element:
H2SO4 - ser naya kiselina
HNO 3 - dušik naya kiselina
HClO 4 - klor naya kiselina
HMnO 4 - mangan novi kiselina
Ako element tvori kiseline u dva oksidacijska stanja, onda se završetak koristi za imenovanje kiseline koja odgovara nižem oksidacijskom stanju elementa - pravi:
H 2 SO 3 - divokoza pravi kiselina
HNO 2 - dušik pravi kiselina
Prema broju atoma vodika u molekuli, jednobazni(HCl, HNO 3), dvobazni(H2SO4), trobazni kiseline (H 3 PO 4).
Mnoge kiseline koje sadrže kisik nastaju interakcijom odgovarajućih kiselih oksida s vodom. Oksid koji odgovara određenoj kiselini naziva se njezin anhidrid:
Sumporni dioksid SO 2 - sumporna kiselina H 2 SO 3
Sumporni anhidrid SO 3 - sumporna kiselina H2SO4
Dušikov anhidrid N 2 O 3 - dušična kiselina HNO 2
Dušikov anhidrid N 2 O 5 - Dušična kiselina HNO3
Fosforov anhidrid P 2 O 5 - fosforna kiselina H3PO4
Imajte na umu da su oksidacijska stanja elementa u oksidu i odgovarajućoj kiselini ista.
Ako element u istom oksidacijskom stanju tvori nekoliko kiselina koje sadrže kisik, tada se nazivu kiseline s nižim sadržajem atoma kisika dodaje prefiks "". meta", s visokim sadržajem kisika - prefiks" orto". Na primjer:
HPO 3 - metafosforna kiselina
H 3 PO 4 - ortofosforna kiselina, koja se često naziva jednostavno fosforna kiselina
H 2 SiO 3 - metasilicijeva kiselina, koja se obično naziva silicijeva kiselina
H 4 SiO 4 - ortosilicijeva kiselina.
Silicijeve kiseline ne nastaju interakcijom SiO 2 s vodom, već se dobivaju na drugačiji način.
S
Soli su složene tvari koje se sastoje od atoma metala i kiselih ostataka.
oli
NaNO 3 - natrijev nitrat
CuSO 4 - bakrov sulfat (II)
CaCO 3 - kalcijev karbonat
Kada se otopi u vodi, kristali soli se uništavaju, nastaju ioni:
NaNO 3 (t) Na + (otopina) + NO 3 - (otopina).
Soli se mogu smatrati produktima potpune ili djelomične zamjene atoma vodika u molekuli kiseline atomima metala, ili kao produktima potpune ili djelomične zamjene baznih hidrokso skupina kiselim ostacima.
Uz potpunu zamjenu atoma vodika, srednje soli: Na2SO4, MgCl2. . Uz djelomičnu zamjenu, kisele soli (hidrosoli) NaHSO4 i bazične soli (hidroksosoli) MgOHCl.
Prema pravilima međunarodne nomenklature, nazivi soli nastaju od naziva kiselinskog ostatka u nominativan padež i ruski naziv metala u genitivu (tablica 12):
NaNO 3 - natrijev nitrat
CuSO 4 - bakar(II) sulfat
CaCO 3 - kalcijev karbonat
Ca 3 (RO 4) 2 - kalcijev ortofosfat
Na 2 SiO 3 - natrijev silikat
Ime kiselinskog ostatka potječe od korijena latinskog naziva element koji tvori kiselinu(na primjer, nitrogenium - dušik, korijen nitr-) i završeci:
-na za najviše oksidacijsko stanje, -to za niže oksidacijsko stanje elementa koji tvori kiselinu (tablica 12).
Tablica 12
Nazivi kiselina i soli
| Naziv kiseline | Formula kiseline | Naziv soli | Primjeri Soleil |
| Klorovodik (sol) | HCl | kloridi | AgCl srebrni klorid |
| Sumporovodik | H 2 S | Sulfidi | FeS Sulf iskaznicaželjezo (II) |
| sumporast | H2SO3 | Sulfiti | Na 2 SO 3 Sulf to natrij |
| sumporna | H2SO4 | sulfati | K 2 SO 4 Sulf na kalij |
| dušične | HNO 2 | Nitriti | LiNO 2 Nitr to litij |
| Dušik | HNO3 | Nitrati | Al(NO 3) 3 Nitr na aluminij |
| ortofosforna | H3PO4 | Ortofosfati | Ca 3 (PO 4) 2 Kalcijev ortofosfat |
| Ugljen | H2CO3 | Karbonati | Na 2 CO 3 Natrijev karbonat |
| Silicij | H2SiO3 | silikati | Na 2 SiO 3 Natrijev silikat |
NaHSO 4 - natrijev hidrogen sulfat
NaHS - natrijev hidrosulfid
Nazivi bazičnih soli nastaju dodavanjem prefiksa " hidrokso": MgOHCl - magnezijev hidroksoklorid.
Osim toga, mnoge soli imaju tradicionalna imena, kao što su:
Na 2 CO 3 - soda;
NaHCO3 - soda za hranu (pijaće);
CaCO 3 - kreda, mramor, vapnenac.
