Molekul u kojem se centri gravitacije pozitivno i negativno nabijenih dijelova ne poklapaju naziva se dipol. Hajde da definišemo pojam "dipola".

Dipol - skup od dva jednaka po veličini nasuprot električnih naboja nalaze na određenoj udaljenosti jedna od druge.

Molekul vodonika H 2 nije dipol (slika 50 a), a molekula hlorovodonika je dipol (slika 50.). b). Molekul vode je takođe dipol. Elektronski parovi u H 2 O su pomjereni u većoj mjeri od atoma vodika do atoma kisika.

Težište negativnog naboja nalazi se u blizini atoma kisika, a težište pozitivnog naboja u blizini atoma vodika.

U kristalnoj supstanci, atomi, ioni ili molekuli su u strogom redu.

Mjesto na kojem se nalazi takva čestica naziva se čvor kristalne rešetke. Položaj atoma, jona ili molekula u čvorovima kristalne rešetke prikazan je na sl. 51.

u g
Rice. 51. Modeli kristalnih rešetki (prikazana je jedna ravan masivnog kristala): a) kovalentne ili atomske (dijamant C, silicijum Si, kvarc SiO 2); b) jonski (NaCl); in) molekularni (led, I 2); G) metalni (Li, Fe). U modelu metalne rešetke, tačke označavaju elektrone

Po vrsti hemijske veze između čestica kristalne rešetke dijelimo na kovalentne (atomske), jonske i metalne. Postoji još jedna vrsta kristalne rešetke - molekularna. U takvoj rešetki se drže pojedinačni molekuli sile međumolekularne privlačnosti.

Kristali sa kovalentne veze (Sl. 51 a) su poliatomske molekularne formacije. Komad dijamanta ili kvarca nije ništa drugo do molekul polimera sa kovalentnim hemijskim vezama.

Jonski 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 istonabijenih iona uravnotežene. Takve kristalne rešetke su karakteristične za jedinjenja kao što su LiF, NaCl i mnoga druga.

molekularni kristali(Sl. 51 in) sadrže dipolne molekule na mjestima kristala, koje se drže jedna u odnosu na drugu silama elektrostatičke privlačnosti poput jona u ionskoj kristalnoj rešetki. Na primjer, led je molekularna kristalna rešetka koju čine vodeni dipoli. Na sl. 51 in simboli  nisu dati za naboje, kako ne bi preopteretili cifru.

metalni kristal(Sl. 51 G) sadrži pozitivno nabijene jone na mjestima rešetke. Neki od vanjskih elektrona slobodno se kreću između jona. " e-gas"drži pozitivno nabijene jone u čvorovima kristalne rešetke.. Pri udaru metal ne bode poput leda, kvarca ili kristala soli, već samo mijenja oblik. Elektroni, zbog svoje pokretljivosti, imaju vremena da se kreću u ovom trenutku od udara i održavaju jone u novom položaju.Zato se kovanje metala i plastike savijaju bez lomljenja.

Rice. 52. Struktura silicijum oksida: a) kristalno; b) amorfna. Atomi silicijuma su označeni crnim tačkama, atomi kiseonika su označeni svetlim krugovima. Prikazana je ravnina kristala, tako da četvrta veza na atomu silicijuma nije naznačena. Isprekidana linija označava poredak kratkog dometa u neredu amorfne supstance
U amorfnoj supstanci je narušena trodimenzionalna periodičnost strukture, koja je karakteristična za kristalno stanje (slika 52 b).

Tečnosti i gasovi razlikuju se od kristalnih i amorfnih tijela nasumičnim kretanjem atoma i
molekule. U tekućinama, privlačne sile su u stanju da drže mikročestice jedna u odnosu na drugu na malim udaljenostima, srazmjernim udaljenostima u čvrstom tijelu. U plinovima interakcija atoma i molekula praktički izostaje, stoga plinovi, za razliku od tekućina, zauzimaju cijeli volumen koji im se pruža. Mol tekuće vode na 100 0 C zauzima zapreminu od 18,7 cm 3, a mol zasićene vodene pare 30 000 cm 3 na istoj temperaturi.


Rice. 53. Različite vrste interakcija molekula u tečnostima i gasovima: a) dipol–dipol; b) dipol–nedipol; u) nedipol–nedipol
Za razliku od čvrstih tijela, molekule u tekućinama i plinovima kreću se slobodno. 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 sa dipolnim molekulima u tekućinama i plinovima.

Kada se dipol približi dipolu, molekuli se rotiraju kao rezultat privlačenja i odbijanja. Pozitivno nabijeni dio jednog molekula nalazi se u blizini negativno nabijenog dijela drugog. Ovo je način na koji dipoli interaguju u tekućoj vodi.

Kada se dva nepolarna molekula (ne-dipola) približavaju jedan drugom na prilično bliskim udaljenostima, oni također međusobno utječu jedni na druge (Sl. 53 in). Molekule spajaju negativno nabijene elektronske ljuske koje pokrivaju jezgra. Elektronske školjke deformišu se tako da dolazi do privremenog pojavljivanja pozitivnih i negativnih centara u jednom i drugom molekulu, te se međusobno privlače. Dovoljno je da se molekuli rasprše, kako privremeni dipoli ponovo postaju nepolarnih molekula.

Primjer je interakcija između molekula plinovitog vodika. (Sl. 53 in).
3.2. Klasifikacija neorganske supstance. Jednostavne i složene supstance
AT početkom XIX veka Švedski hemičar Berzelius je predložio da se nazivaju tvari dobivene iz živih organizama organski. Imenovane su tvari karakteristične za neživu prirodu neorganski ili mineral(proizveden iz minerala).

Sve čvrste, tečne i gasovite supstance mogu se podeliti na jednostavne i složene.

Supstance se nazivaju jednostavnim, koje se sastoje od atoma jednog hemijskog elementa.

Na primjer, vodonik, brom i željezo na sobnoj temperaturi i atmosferskom pritisku su jednostavne tvari koje se nalaze u plinovitom, tekućem i čvrstom stanju (Sl. 54 a B C).

Gasni vodonik H 2 (g) i tečni brom Br 2 (l) sastoje se od dvoatomskih molekula. Čvrsto gvožđe Fe(t) postoji u obliku kristala sa metalnom kristalnom rešetkom.

Jednostavne tvari dijele se u dvije grupe: nemetale i metale.

a) b) in)

Rice. 54. Jednostavne supstance: a) gasoviti vodonik. Lakši je od vazduha, pa se epruveta začepi i okrene naopako; b) tečni brom (obično se čuva u zatvorenim ampulama); in) gvožđe u prahu

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), ugljenik C(t), silicijum Si(t). Molekularna kristalna rešetka sadrži bijeli fosfor P (t), sumpor S (t), jod I 2 (t). Neki nemetali samo na vrlo niskim temperaturama prelaze u tečno ili čvrsto agregacijsko stanje. U normalnim uslovima, oni su gasovi. Takve supstance uključuju, na primjer, vodik H 2 (g), dušik N 2 (g), kisik O 2 (g), fluor F 2 (g), klor Cl 2 (g), helijum He (g), neon Ne (d), argon Ar(d). Na sobnoj temperaturi, molekularni brom Br 2 (l) postoji u tečnom 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.

Približno 80% artikala Periodični sistem formiraju jednostavne metale. Na sobnoj temperaturi metali su čvrste materije. Na primjer, Li(t), Fe(t). Samo živa, Hg (l) je tečnost koja se stvrdnjava na -38,89 0 S.

Jedinjenja 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 supstanca. Njegova molekula sadrži atome dva elementa. Voda uvijek, bilo gdje na Zemlji, sadrži 11,1% vodonika i 88,9% kisika po masi.

U zavisnosti od temperature i pritiska, voda može biti u čvrstom, tečnom ili gasovitom stanju, što je naznačeno desno od hemijska formula supstance - H 2 O (g), H 2 O (g), H 2 O (t).

U praksi se po pravilu ne bavimo čistim supstancama, već njihovim mješavinama.

Mješavina je kombinacija hemijska jedinjenja različit sastav i struktura

Hajde da predstavimo jednostavne i složene supstance, kao i njihove mešavine u obliku dijagrama:

Jednostavno

nemetali

emulzije

Temelji

složene supstance u neorganska hemija dijele se na okside, baze, kiseline i soli.

oksidi
Postoje oksidi metala i nemetala. Metalni oksidi su jedinjenja sa jonskim vezama. U čvrstom stanju formiraju ionske kristalne rešetke.

Oksidi nemetala- jedinjenja sa kovalentnim hemijskim vezama.

Oksidi su složene supstance koje se sastoje od atoma dva hemijska elementa, od kojih je jedan kiseonik, čije je oksidaciono 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 - silicijum oksid (IV)

Na 2 O - natrijum oksid

CaO - kalcijum oksid

K 2 O - kalijum oksid, Na 2 O - natrijum oksid, Al 2 O 3 - aluminijum oksid. Kalijum, natrijum i aluminijum formiraju po jedan oksid.

Ako element ima nekoliko oksidacijskih stanja, postoji nekoliko njegovih oksida. U ovom slučaju, nakon naziva oksida, stupanj oksidacije elementa je označen rimskim brojem u zagradama. Na primjer, FeO je željezo (II) oksid, Fe 2 O 3 je željezo (III) oksid.

Pored naziva formiranih prema pravilima međunarodne nomenklature, koriste se tradicionalni ruski nazivi za okside, na primjer: CO 2 ugljični monoksid (IV) - ugljen-dioksid , CO ugljični monoksid (II) – ugljen monoksid, CaO kalcijum oksid - živo vapno, SiO 2 silicijum oksid- kvarc, silicijum, pesak.

Postoje tri grupe oksida, koje se razlikuju po hemijskim svojstvima, - bazična, kisela i amfoterično(drugi grčki , - oboje, dvojno).

Osnovni oksidi formiraju elementi glavnih podgrupa grupa I i II periodnog sistema (oksidaciono stanje elemenata je +1 i +2), kao i elementi sekundarnih podgrupa, čije je oksidaciono stanje takođe +1 ili + 2. Svi ovi elementi su metali, dakle osnovni oksidi su oksidi metala, na primjer:
Li 2 O - litijum oksid

MgO - magnezijum oksid

CuO - bakar (II) oksid
Osnovni oksidi odgovaraju bazama.

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 - aluminijum oksid
Amfoterni oksidi odgovaraju amfoternim hidroksidima.

Osim toga, postoji i mala grupa tzv indiferentni oksidi:
N 2 O - dušikov oksid (I)

NO - dušikov oksid (II)

CO - ugljen monoksid (II)
Treba napomenuti da je jedan od najvažnijih oksida na našoj planeti vodonik oksid, poznat kao voda H 2 O.
Temelji
U odjeljku "Oksidi" spomenuto je da baze odgovaraju osnovnim oksidima:
Natrijum oksid Na 2 O - natrijum hidroksid NaOH.

Kalcijum oksid CaO - kalcijum hidroksid Ca (OH) 2.

Bakar oksid CuO - bakar hidroksid Cu (OH) 2

Baze su složene supstance koje se sastoje od atoma metala i jedne ili više hidrokso grupa -OH.

Baze su čvrste materije sa ionskom kristalnom rešetkom.

Kada se rastvore u vodi, kristali rastvorljivih baza ( alkalije) uništavaju se djelovanjem polarnih molekula vode i nastaju ioni:

NaOH(t)  Na + (rastvor) + OH - (rastvor)

Sličan zapis jona: Na + (rastvor) ili OH - (rastvor) znači da su joni u rastvoru.

Naziv fondacije uključuje riječ hidroksid i Rusko ime metal u genitiv. Na primjer, NaOH je natrijum hidroksid, Ca (OH) 2 je kalcijum hidroksid.

Ako metal čini nekoliko baza, tada je oksidacijsko stanje metala naznačeno u nazivu rimskim brojem u zagradama. Na primjer: Fe (OH) 2 - gvožđe (II) hidroksid, Fe (OH) 3 - gvožđe (III) hidroksid.

Osim toga, postoje tradicionalni nazivi za neke osnove:

NaOH- kaustična soda, kaustična soda

KOH - kaustična potaša

Ca (OH) 2 - gašeno vapno, krečna voda

R
Baze rastvorljive u vodi se nazivaju alkalije

Razlikovati rastvorljive i nerastvorljive baze u vodi.

To su hidroksidi metala glavnih podgrupa grupa I i II, osim hidroksida Be i Mg.

To amfoterni hidroksidi primjenjuje,
HCl (g)  H + (rastvor) + Cl - (rastvor)

Kiseline se nazivaju složene tvari, koje uključuju atome vodika koji se mogu zamijeniti ili zamijeniti atomima metala i kiselinske ostatke.

Ovisno o prisutnosti ili odsustvu atoma kisika u molekuli, anoksičan i koji sadrže kiseonik kiseline.

Za imenovanje kiselina bez kiseonika, ruskom nazivu nemetala dodaje se slovo - o- i riječ vodonik :

HF - fluorovodonična kiselina

HCl - hlorovodonična kiselina

HBr - bromovodonična kiselina

HI - jodovodonična kiselina

H 2 S - hidrosulfidna kiselina
Tradicionalni nazivi za neke kiseline:

HCl- hlorovodonične kiseline; HF- fluorovodonična kiselina

Za imenovanje kiselina koje sadrže kisik, korijenu ruskog imena nemetala dodaju se završeci - ne,

-ovaya ako je nemetal unutra najviši stepen oksidacija. Najveće oksidaciono stanje poklapa se sa brojem grupe u kojoj se nalazi nemetalni element:
H 2 SO 4 - ser naya kiselina

HNO 3 - azot naya kiselina

HClO 4 - hlor naya kiselina

HMnO 4 - mangan novo kiselina
Ako element formira kiseline u dva oksidaciona stanja, onda se kraj koristi za imenovanje kiseline koja odgovara nižem oksidacijskom stanju elementa - tačno:
H 2 SO 3 - divokoza tačno kiselina

HNO 2 - azot tačno kiselina
Prema broju atoma vodika u molekuli, jednobazni(HCl, HNO 3), dibasic(H 2 SO 4), tribasic kiseline (H 3 PO 4).

Mnoge kiseline koje sadrže kisik nastaju interakcijom odgovarajućih kiselih oksida s vodom. Oksid koji odgovara datoj kiselini naziva se njegov anhidrid:

Sumpordioksid SO 2 - sumporna kiselina H 2 SO 3

Sumporni anhidrid SO 3 - sumporna kiselina H2SO4

Dušikov anhidrid N 2 O 3 - azotna kiselina HNO 2

Anhidrid azota N 2 O 5 - azotna kiselina HNO 3

Fosforni anhidrid P 2 O 5 - fosforna kiselina H 3 PO 4
Imajte na umu da su oksidaciona 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", sa visokim sadržajem kiseonika - prefiks" ortho". Na primjer:

HPO 3 - metafosforna kiselina

H 3 PO 4 - ortofosforna kiselina, koja se često naziva jednostavno fosforna kiselina

H 2 SiO 3 - metasilicijumska kiselina, koja se obično naziva silicijumska kiselina

H 4 SiO 4 - ortosilicijumska kiselina.

Silicijumske kiseline ne nastaju interakcijom SiO 2 sa vodom, već se dobijaju na drugačiji način.
OD
Soli su složene tvari koje se sastoje od atoma metala i kiselih ostataka.
oli
NaNO 3 - natrijum nitrat

CuSO 4 - bakar sulfat (II)

CaCO 3 - kalcijum karbonat

Kada se otopi u vodi, kristali soli se uništavaju, nastaju ioni:

NaNO 3 (t)  Na + (rastvor) + NO 3 - (rastvor).
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 grupa kiselim ostacima.

Sa potpunom zamjenom atoma vodika, srednje soli: Na 2 SO 4, MgCl 2. . Uz djelomičnu zamjenu, kisele soli (hidrosoli) NaHSO4 i bazične soli (hidroksosoli) MgOHCl.

Prema pravilima međunarodne nomenklature, nazivi soli se formiraju od naziva kiselog ostatka u nominativu i ruskog naziva metala u genitivu (tabela 12):

NaNO 3 - natrijum nitrat

CuSO 4 - bakar(II) sulfat

CaCO 3 - kalcijum karbonat

Ca 3 (RO 4) 2 - kalcijum ortofosfat

Na 2 SiO 3 - natrijum silikat

Naziv kiselinskog ostatka izveden je iz korijena latinskog naziva elementa koji stvara kiselinu (na primjer, nitrogenium - dušik, korijen nitr-) i završetaka:

-at za najviše oksidaciono stanje, -it za niže oksidaciono stanje elementa koji stvara kiselinu (tabela 12).

Tabela 12

Nazivi kiselina i soli

Ime kiseline	Acid Formula	Naziv soli	Primjeri Soleil
Hlorovodonik (sol)	HCl	hloridi	AgCl srebrni hlorid
Hidrogen sulfid	H 2 S	Sulfidi	FeS Sulf id gvožđe(II)
sumporna	H2SO3	Sulfiti	Na 2 SO 3 Sulf to natrijum
sumporna	H2SO4	sulfati	K 2 SO 4 Sulf at kalijum
azotni	HNO 2	Nitrit	LiNO 2 Nitr to litijum
Nitrogen	HNO3	Nitrati	Al(NO 3) 3 Nitr at aluminijum
ortofosforni	H3PO4	Ortofosfati	Ca 3 (PO 4) 2 Kalcijum ortofosfat
Ugalj	H2CO3	Karbonati	Na 2 CO 3 Natrijum karbonat
Silicijum	H2SiO3	silikati	Na 2 SiO 3 Natrijum silikat

Naslovi kisele soli nastaju kao nazivi srednjih soli, sa dodatkom prefiksa " hidro":

NaHSO 4 - natrijum hidrogen sulfat

NaHS - natrijum hidrosulfid
Imena osnovnih soli formiraju se dodavanjem prefiksa " hydroxo": MgOHCl - magnezijum hidroksohlorid.

Osim toga, mnoge soli imaju tradicionalna imena, kao što su:
Na 2 CO 3 - soda;

NaHCO3- soda za hranu (piće);

CaCO 3 - kreda, mermer, krečnjak.

Atomsko-molekularnu teoriju razvio je i prvi primijenio u hemiji veliki ruski naučnik M.V. Lomonosov. Glavne odredbe ove doktrine izložene su u djelu "Elementi matematičke hemije" (1741) i nizu drugih. Suština Lomonosovljevog učenja može se svesti na sljedeće odredbe.

1. Sve supstance se sastoje od "telešca" (kako je Lomonosov nazvao molekule).

2. Molekule se sastoje od "elemenata" (kako je Lomonosov nazvao atome).

3. Čestice - molekule i atomi - su u neprekidnom kretanju. Toplotno stanje tijela rezultat je kretanja njihovih čestica.

4. Molekule jednostavnih supstanci sastoje se od identičnih atoma, molekula složene supstance od različitih atoma.

67 godina nakon Lomonosova, engleski naučnik Džon Dalton primenio je atomističku doktrinu u hemiji. On je izložio osnovne principe atomizma u knjizi " Novi sistem hemijska filozofija" (1808). U osnovi, Daltonovo učenje ponavlja učenje Lomonosova. Međutim, Dalton je negirao postojanje molekula u jednostavnim supstancama, što je, u poređenju sa učenjem Lomonosova, korak unazad. Prema Daltonu, jednostavne supstance se sastoje od samo od atoma, i samo složenih supstanci - od "složenih atoma" (u modernom smislu - molekula). Atomsko-molekularna doktrina u hemiji konačno je uspostavljena tek god. sredinom devetnaestog in. Na međunarodnom kongresu hemičara u Karlsruheu 1860. usvojene su definicije pojmova molekula i atoma.

Molekul je najmanja čestica date supstance koja ima svoja hemijska svojstva. Hemijska svojstva molekule su određene njegovim sastavom i hemijskom strukturom.

Atom je najmanja čestica kemijskog elementa koja je dio molekula jednostavnih i složenih tvari. Hemijska svojstva elementa određena su strukturom njegovog atoma. Iz ovoga slijedi definicija atoma, koja odgovara modernim idejama:

Atom je električki neutralna čestica sastavljena od pozitivno naelektrisanog atomsko jezgro i negativno nabijenih elektrona.

Prema modernim idejama, tvari u plinovitom i parovitom stanju se sastoje od molekula. U čvrstom stanju, molekuli se sastoje samo od tvari čija kristalna rešetka ima molekularnu strukturu. Većina čvrstih neorganskih supstanci nema molekularnu strukturu: njihova rešetka se ne sastoji od molekula, već od drugih čestica (jona, atoma); postoje u obliku makrotela (kristal natrijum hlorida, komadić bakra, itd.). Soli, metalni oksidi, dijamant, silicijum, metali nemaju molekularnu strukturu.

Hemijski elementi

Atomska i molekularna teorija omogućile su objašnjenje osnovnih pojmova i zakona hemije. Sa stanovišta atomske i molekularne teorije, svaki element se naziva hemijskim elementom. zaseban pogled atomi. Najvažnija karakteristika atoma je pozitivan naboj njegovog jezgra, numerički jednak rednom broju elementa. Vrijednost naboja jezgra služi kao razlikovna karakteristika za različite vrste atoma, što nam omogućava da damo potpuniju definiciju pojma elementa:

Hemijski element Određena vrsta atoma sa istim pozitivnim nuklearnim nabojem.

Poznato je 107 elemenata. Trenutno se nastavlja rad na vještačkoj proizvodnji hemijskih elemenata sa većim serijskim brojevima.

Svi elementi se obično dijele na metale i nemetale. Međutim, ova podjela je uslovna. Važna karakteristika elemenata je njihovo obilje u zemljinoj kori, tj. u gornjoj čvrstoj ljusci Zemlje, čija se debljina konvencionalno pretpostavlja da iznosi 16 km. Distribuciju elemenata u zemljinoj kori proučava geohemija, nauka o hemiji Zemlje. Geohemičar A.P. Vinogradov sastavio je tabelu prosjeka hemijski sastav zemljine kore. Prema ovim podacima, najčešći element je kiseonik – 47,2% mase zemljine kore, zatim silicijum – 27,6, aluminijum – 8,80, gvožđe – 5,10, kalcijum – 3,6, natrijum – 2,64, kalijum – 2,6, magnezijum – 2,10, vodonik - 0,15%.

Kovalentna hemijska veza, njene vrste i mehanizmi nastanka. Karakteristike kovalentne veze (polaritet i energija veze). Jonska veza. Metalni priključak. vodoničnu vezu

Doktrina o hemijskoj vezi je osnova sve teorijske hemije.

Hemijska veza je takva interakcija atoma koja ih veže u molekule, ione, radikale, kristale.

Postoje četiri vrste hemijskih veza: jonske, kovalentne, metalne i vodonične.

Podjela kemijskih veza na vrste je uvjetna, jer ih sve karakterizira određeno jedinstvo.

Jonska veza se može smatrati graničnim slučajem kovalentne polarne veze.

Metalna veza kombinuje kovalentnu interakciju atoma uz pomoć zajedničkih elektrona i elektrostatičku privlačnost između ovih elektrona i metalnih jona.

U supstancama često ne postoje ograničavajući slučajevi hemijske veze (ili čiste hemijske veze).

Na primjer, litijum fluorid $LiF$ je klasifikovan kao jonsko jedinjenje. Zapravo, veza u njemu je $80%$ jonska i $20%$ kovalentna. Stoga je očito ispravnije govoriti o stepenu polariteta (joničnosti) hemijske veze.

U nizu halogenovodonika $HF—HCl—HBr—HI—HAt$ stepen polariteta veze opada, jer se smanjuje razlika u vrijednostima elektronegativnosti atoma halogena i vodonika, a u astatičnom vodoniku veza postaje skoro nepolarni $(EO(H) = 2,1; EO(At) = 2,2)$.

U istim supstancama mogu biti sadržane različite vrste veza, na primjer:

1. u bazama: između atoma kiseonika i vodika u hidrokso grupama veza je polarna kovalentna, a između metala i hidrokso grupe je jonska;
2. u solima kiselina koje sadrže kisik: između atoma nemetala i kisika kiselinskog ostatka - kovalentno polarni, a između metala i kiselinskog ostatka - ionski;
3. u solima amonijaka, metilamonijuma itd.: između atoma dušika i vodika - kovalentno polarni, a između amonijum ili metilamonijum iona i kiselinskog ostatka - ionski;
4. u metalnim peroksidima (na primjer, $Na_2O_2$) veza između atoma kisika je kovalentna nepolarna, a između metala i kisika je jonska i tako dalje.

Različite vrste veza mogu prelaziti jedna u drugu:

- at elektrolitička disocijacija u vodi kovalentnih jedinjenja, kovalentna polarna veza postaje jonska;

- prilikom isparavanja metala metalna veza prelazi u kovalentnu nepolarnu itd.

Razlog jedinstva svih vrsta i tipova hemijskih veza je njihova identična hemijska priroda - elektron-nuklearna interakcija. Formiranje hemijske veze je u svakom slučaju rezultat elektronsko-nuklearne interakcije atoma, praćene oslobađanjem energije.

Metode za formiranje kovalentne veze. Karakteristike kovalentne veze: dužina veze i energija

Kovalentna hemijska veza je veza koja se javlja između atoma usled formiranja zajedničkih elektronskih parova.

Mehanizam nastanka takve veze može biti razmjenski i donor-akceptor.

I. mehanizam razmene djeluje kada atomi formiraju zajedničke elektronske parove kombiniranjem nesparenih elektrona.

1) $H_2$ - vodonik:

Veza nastaje zbog formiranja zajedničkog elektronskog para od strane $s$-elektrona atoma vodika (preklapajućih $s$-orbitala):

2) $HCl$ - hlorovodonik:

Veza nastaje zbog formiranja zajedničkog elektronskog para $s-$ i $p-$elektrona (preklapajućih $s-p-$orbitala):

3) $Cl_2$: u molekuli hlora, kovalentna veza se formira zbog nesparenih $p-$elektrona (preklapajućih $p-p-$orbitala):

4) $N_2$: tri zajednička elektronska para formiraju se između atoma u molekuli dušika:

II. Donorsko-akceptorski mehanizam Razmotrimo formiranje kovalentne veze na primjeru amonijum jona $NH_4^+$.

Donator ima elektronski par, akceptor ima praznu orbitalu koju ovaj par može zauzeti. U amonijum jonu, sve četiri veze sa atomima vodonika su kovalentne: tri su nastale stvaranjem zajedničkih elektronskih parova atomom azota i atoma vodonika mehanizmom razmene, jedna - donor-akceptorskim mehanizmom.

Kovalentne veze se mogu klasifikovati prema načinu na koji se orbitale elektrona preklapaju, kao i po njihovom pomeranju prema jednom od vezanih atoma.

hemijske veze, koji su rezultat preklapanja orbitala elektrona duž komunikacijske linije, nazivaju se $σ$ -obveznice (sigma-obveznice). Sigma veza je veoma jaka.

$p-$orbitale se mogu preklapati u dva regiona, formirajući kovalentnu vezu kroz bočno preklapanje:

Hemijske veze nastale kao rezultat "bočnog" preklapanja elektronskih orbitala izvan komunikacione linije, tj. u dva regiona nazivaju se $π$ -obveznice (pi-obveznice).

By stepen pristrasnosti zajedničkih elektronskih parova za jedan od atoma koji vezuju, može biti kovalentna veza polar i nepolarni.

Kovalentna hemijska veza nastala između atoma iste elektronegativnosti naziva se nepolarni. Elektronski parovi se ne pomjeraju ni na jedan od atoma, jer atomi imaju isti ER - svojstvo povlačenja valentnih elektrona prema sebi od drugih atoma. Na primjer:

one. molekuli se formiraju kroz kovalentnu nepolarnu vezu jednostavne nemetalne supstance. Zove se kovalentna hemijska veza između atoma elemenata čija se elektronegativnost razlikuje polar.

Dužina i energija kovalentne veze.

karakteristika svojstva kovalentne veze je njegova dužina i energija. Dužina veze je udaljenost između jezgara atoma. Hemijska veza je jača što je njena dužina kraća. Međutim, mjera jačine veze je energija vezivanja, što je određeno količinom energije koja je potrebna za prekid veze. Obično se mjeri u kJ/mol. Dakle, prema eksperimentalnim podacima, dužine veze molekula $H_2, Cl_2$ i $N_2$ iznose $0,074, 0,198$ i $0,109$ nm, respektivno, a energije vezivanja $436, 242$ i $946$ kJ/ mol, respektivno.

Iona. Jonska veza

Zamislite da se dva atoma "susreću": atom metala grupe I i atom nemetala grupe VII. Atom metala ima jedan elektron na svom vanjskom energetskom nivou, dok atomu nemetala nedostaje samo jedan elektron da dovrši svoj vanjski nivo.

Prvi atom će lako drugom dati svoj elektron, koji je udaljen od jezgra i slabo vezan za njega, a drugi će mu dati slobodno mjesto na svom spoljašnjem elektronskom nivou.

Tada će atom, lišen jednog od svojih negativnih naboja, postati pozitivno nabijena čestica, a druga će se zbog primljenog elektrona pretvoriti u negativno nabijenu česticu. Takve čestice se nazivaju joni.

Hemijska veza koja se javlja između jona naziva se jonska.

Razmotrimo formiranje ove veze koristeći dobro poznato jedinjenje natrijevog klorida (kuhinjsku sol) kao primjer:

Proces transformacije atoma u jone prikazan je na dijagramu:

Takva transformacija atoma u jone uvijek se događa prilikom interakcije atoma tipičnih metala i tipičnih nemetala.

Razmotrite algoritam (slijed) zaključivanja kada snimate formiranje 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 jona u molekulu se nazivaju indeksi.

metalni spoj

Upoznajmo se kako atomi metalnih elemenata međusobno djeluju. Metali obično ne postoje u obliku izolovanih atoma, već u obliku komada, ingota ili metalnog proizvoda. Šta drži atome metala zajedno?

Atomi većine metala na vanjskom nivou sadrže br veliki broj elektroni - $1, 2, 3 $. Ovi elektroni se lako odvajaju, a atomi se pretvaraju u pozitivne ione. Odvojeni elektroni se kreću od jednog jona do drugog, vezujući ih u jednu cjelinu. Povezujući se sa jonima, ovi elektroni privremeno formiraju atome, zatim se ponovo odvajaju i spajaju sa drugim jonom, itd. Posljedično, u volumenu metala atomi se kontinuirano pretvaraju u ione i obrnuto.

Veza u metalima između jona pomoću socijalizovanih elektrona naziva se metalna.

Na slici je shematski prikazana struktura fragmenta metala natrijuma.

U ovom slučaju, mali broj socijaliziranih elektrona veže veliki broj jona i atoma.

Metalna veza ima neku sličnost sa kovalentnom vezom, budući da je zasnovana na dijeljenju vanjskih elektrona. Međutim, u kovalentnoj vezi, vanjski nespareni elektroni samo dva susjedna atoma su socijalizirani, dok u metalnoj vezi svi atomi učestvuju u socijalizaciji ovih elektrona. Zato su kristali s kovalentnom vezom krti, dok su oni s metalnom vezom po pravilu plastični, električno provodljivi i imaju metalni sjaj.

Metalna veza je karakteristična i za čiste metale i za mješavine različitih metala - legura koje su u čvrstom i tekućem stanju.

vodoničnu vezu

Hemijska veza između pozitivno polariziranih atoma vodika jedne molekule (ili njenog dijela) i negativno polariziranih atoma jako elektronegativnih elemenata koji imaju usamljene elektronske parove ($F, O, N$ i rjeđe $S$ i $Cl$), druge molekula (ili njeni dijelovi) se naziva vodonik.

Mehanizam stvaranja vodonične veze je dijelom elektrostatički, dijelom donor-akceptorski.

Primjeri međumolekularne vodikove veze:

U prisustvu takve veze, čak i male molekularne supstance mogu u normalnim uslovima biti tečnosti (alkohol, voda) ili gasovi koji se lako ukapljuju (amonijak, fluorovodonik).

Supstance sa vodikovom vezom imaju molekularne kristalne rešetke.

Supstance molekularne i nemolekularne strukture. Vrsta kristalne rešetke. Ovisnost svojstava tvari o njihovom sastavu i strukturi

Molekularna i nemolekularna struktura tvari

AT hemijske interakcije ne ulaze pojedinačni atomi ili molekuli, već supstance. Supstanca pod datim uslovima može biti u jednom od tri agregatna stanja: čvrstom, tečnom ili gasovitom. Svojstva tvari također ovise o prirodi kemijske veze između čestica koje je formiraju - molekula, atoma ili jona. Prema vrsti veze razlikuju se tvari molekularne i nemolekularne strukture.

Tvari sastavljene od molekula nazivaju se molekularne supstance. Veze između molekula u takvim supstancama su vrlo slabe, mnogo slabije nego između atoma unutar molekula, a već na relativno niskim temperaturama pucaju - tvar se pretvara u tekućinu, a zatim u plin (sublimacija joda). Točke topljenja i ključanja tvari koje se sastoje od molekula povećavaju se s povećanjem molekularna težina.

To molekularne supstance uključuju supstance sa atomskom strukturom ($C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W$), među njima ima metala i nemetala.

Razmislite fizička svojstva alkalni metali. Relativno niska snaga veze između atoma uzrokuje nisku mehaničku čvrstoću: alkalni metali su mekani i mogu se lako rezati nožem.

Velike veličine atoma dovode do niske gustine alkalnih metala: litijum, natrijum i kalijum su čak lakši od vode. U grupi alkalnih metala tačke ključanja i topljenja opadaju sa povećanjem rednog broja elementa, jer. veličina atoma se povećava, a veze slabe.

Za supstance nemolekularni strukture uključuju jonska jedinjenja. Većina spojeva metala sa nemetalima ima ovu strukturu: sve soli ($NaCl, K_2SO_4$), neki hidridi ($LiH$) i oksidi ($CaO, MgO, FeO$), baze ($NaOH, KOH$). Jonske (nemolekularne) supstance imaju visoke tačke topljenja i ključanja.

Kristalne rešetke

Supstanca, kao što znamo, može postojati u troje agregatna stanja: gasoviti, tečni i čvrsti.

Čvrste tvari: amorfne i kristalne.

Razmotrite kako karakteristike hemijskih veza utiču na svojstva čvrstih materija. Čvrste materije se dele na kristalno i amorfna.

Amorfne supstance nemaju jasnu tačku topljenja - kada se zagreju, postepeno omekšaju i postaju tečne. U amorfnom stanju, na primjer, postoje plastelin i razne smole.

Kristalne supstance se odlikuju pravilnim rasporedom čestica od kojih su sastavljene: atoma, molekula i jona - na strogo određenim tačkama u prostoru. Kada su ove tačke povezane pravim linijama, formira se prostorni okvir, koji se naziva kristalna rešetka. Tačke 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 tipa kristalnih rešetki: jonski, atomski, molekularni i metal.

Jonske kristalne rešetke.

Jonski nazvane kristalne rešetke, u čijim čvorovima se nalaze joni. Formiraju ih supstance sa jonskom vezom, koje mogu da vežu i jednostavne jone $Na^(+), Cl^(-)$ i složene $SO_4^(2−), OH^-$. Posljedično, soli, neki oksidi i hidroksidi metala imaju ionske kristalne rešetke. Na primjer, kristal natrijum hlorida sastoji se od naizmjeničnih pozitivnih iona $Na^+$ i negativnih iona $Cl^-$, formirajući rešetku u obliku kocke. Veze između jona u takvom kristalu su vrlo stabilne. Stoga se tvari s ionskom rešetkom odlikuju relativno visokom tvrdoćom i čvrstoćom, vatrostalne su i neisparljive.

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 supstanci sa atomskom kristalnom rešetkom ima veoma visoke tačke topljenja (na primer, za dijamant je iznad 3500°C$), jake su i tvrde, praktično nerastvorljive.

Molekularne kristalne rešetke.

Molekularno nazvane kristalne rešetke, u čijim se čvorovima nalaze molekuli. Hemijske veze u ovim molekulima 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 molekularnom kristalnom rešetkom imaju nisku tvrdoću, niske točke topljenja i isparljive su. Najsolidniji organska jedinjenja imaju molekularne kristalne rešetke (naftalen, glukoza, šećer).

Metalne kristalne rešetke.

Supstance sa metalna veza imaju metalne kristalne rešetke. U čvorovima takvih rešetki nalaze se atomi i ioni (bilo atomi, ili ioni, u koje se atomi metala lako pretvaraju, dajući svoje vanjske elektrone „na zajednička upotreba"). Takve unutrašnja struktura metala određuje njihova karakteristična fizička svojstva: duktilnost, duktilnost, električnu i toplotnu provodljivost, karakterističan metalni sjaj.

Molekularna i nemolekularna struktura tvari. Struktura materije

U hemijske interakcije ne ulaze pojedinačni atomi ili molekuli, već supstance. Supstance se razlikuju po vrsti veze molekularni i nemolekularna struktura. Tvari sastavljene od molekula nazivaju se molekularne supstance. Veze između molekula u takvim supstancama su vrlo slabe, mnogo slabije nego između atoma unutar molekula, a već na relativno niskim temperaturama pucaju - tvar se pretvara u tekućinu, a zatim u plin (sublimacija joda). Točke topljenja i ključanja tvari koje se sastoje od molekula povećavaju se s povećanjem molekularne težine. To molekularne supstance uključuju tvari s atomskom strukturom (C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W), među njima ima metala i nemetala. Za supstance nemolekularna struktura uključuju jonska jedinjenja. Većina spojeva metala sa nemetalima ima ovu strukturu: sve soli (NaCl, K 2 SO 4), neki hidridi (LiH) i oksidi (CaO, MgO, FeO), baze (NaOH, KOH). Jonske (nemolekularne) supstance imaju visoke tačke topljenja i ključanja.

Čvrste tvari: amorfne i kristalne

Čvrste materije se dele na kristalno i amorfno.

Amorfne supstance nemaju jasnu tačku topljenja - kada se zagreju, postepeno omekšaju i postaju tečni. U amorfnom stanju, na primjer, postoje plastelin i razne smole.

Kristalne supstance odlikuju se pravilnim rasporedom čestica od kojih su sastavljene: atoma, molekula i jona - na strogo određenim tačkama u prostoru. Kada su ove tačke povezane pravim linijama, formira se prostorni okvir, koji se naziva kristalna rešetka. Tačke 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 tipa kristalnih rešetki: ionske, atomske, molekularne i metalne.

Kristalne rešetke nazivaju se jonskim, na čijim mjestima se nalaze joni. Nastaju od 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 - jona, formirajući rešetku u obliku kocke. Veze između jona u takvom kristalu su vrlo stabilne. Stoga se tvari s ionskom rešetkom odlikuju relativno visokom tvrdoćom i čvrstoćom, vatrostalne su i neisparljive.

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 veoma 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 tačke topljenja (na primjer, u dijamantu je preko 3500 ° C), jake su i tvrde, praktički netopive.

Molekularne kristalne rešetke

Molekularno nazvane kristalne rešetke, u čijim se čvorovima nalaze molekuli. Hemijske veze u ovim molekulima mogu biti i polarne (HCl, H 2 O) i nepolarne (N 2 , O 2). Uprkos činjenici da su atomi unutar molekula vezani vrlo jakim kovalentnim vezama, između samih molekula djeluju slabe sile međumolekularne privlačnosti. Stoga tvari s molekularnom kristalnom rešetkom imaju nisku tvrdoću, niske tačke topljenja i isparljive su. Većina čvrstih organskih jedinjenja ima molekularne kristalne rešetke (naftalen, glukoza, šećer).

Molekularna kristalna rešetka (ugljični dioksid)

Metalne kristalne rešetke

Supstance sa metalna veza imaju metalne kristalne rešetke. Na čvorovima takvih rešetki su atoma i jona(bilo atomi, ili ioni, u koje se atomi metala lako pretvaraju, dajući svoje vanjske elektrone „za opću upotrebu“). Takva unutrašnja struktura metala određuje njihova karakteristična fizička svojstva: savitljivost, plastičnost, električnu i toplinsku provodljivost i karakterističan metalni sjaj.

cheat sheets