Molekula u kojoj se težišta pozitivno i negativno nabijenih dijelova ne poklapaju naziva se dipol. Definirajmo pojam "dipol".

Dipol - skup od dva jednaka po veličini suprotna električni naboji smješteni na određenoj udaljenosti jedni od drugih.

Molekula vodika H 2 nije dipol (sl. 50 a), a molekula klorovodika je dipol (sl. 50 b). Molekula vode također je dipol. Elektronski parovi u H 2 O pomaknuti su u većoj mjeri 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 redoslijedu.

Mjesto gdje se takva čestica nalazi naziva 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); u) molekularni (led, I 2); G) metalni (Li, Fe). U modelu metalne rešetke točkice označavaju elektrone

Prema vrsti kemijske veze između čestica kristalne rešetke dijele se na kovalentne (atomske), ionske i metalne. Postoji još jedna vrsta kristalne rešetke - molekularna. U takvoj rešetki drže se pojedinačne molekule sile međumolekularnog privlačenja.

Kristali sa kovalentne veze (Sl. 51 a) su poliatomske molekularne tvorevine. Komad dijamanta ili kvarca nije ništa više od polimerne molekule s kovalentnim kemijskim vezama.

Ionski kristali(Sl. 51 b) sadrže pozitivno i negativno nabijene ione na mjestima kristalne rešetke. Kristalna rešetka je građena na način da su sile elektrostatskog privlačenja suprotno nabijenih iona i sile odbijanja istonabijenih iona u ravnoteži. Takve kristalne rešetke karakteristične su za spojeve poput LiF, NaCl i mnogih drugih.

molekularni kristali(Sl. 51 u) sadrže dipolne molekule na mjestima kristala, koje se međusobno drže elektrostatskim privlačnim silama poput iona u ionskoj kristalnoj rešetki. Na primjer, led je molekularna kristalna rešetka formirana od dipola vode. Na sl. 51 u simboli  nisu navedeni za naboje, kako ne bi preopteretili sliku.

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 .. Prilikom udara, metal se ne bode kao led, kvarc ili kristal soli, već samo mijenja oblik. Elektroni, zbog svoje pokretljivosti, imaju vremena za kretanje u trenutku udarca i zadržavaju ione u novom položaju.Zato se kovanje metala i plastike savija bez loma.

Riža. 52. Struktura silicijeva oksida: a) kristalni; b) amorfan. Atomi silicija označeni su crnim točkama, atomi kisika označeni su svijetlim kružićima. Prikazana je ravnina kristala, tako da četvrta veza na atomu silicija nije naznačena. Isprekidana linija označava poredak kratkog dometa u poremećaju amorfne tvari
U amorfnoj tvari narušena je trodimenzionalna periodičnost strukture koja je karakteristična za kristalno stanje (slika 52 b).

Tekućine i plinovi razlikuju se od kristalnih i amorfnih tijela nasumičnim kretanjem atoma i
molekule. U tekućinama, privlačne sile mogu držati mikročestice jedne u odnosu na druge na malim udaljenostima, razmjernim udaljenostima u čvrstom tijelu. U plinovima je interakcija atoma i molekula praktički odsutna, stoga plinovi, za razliku od tekućina, zauzimaju cijeli volumen koji im je osiguran. 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. Različiti tipovi međudjelovanja molekula u tekućinama i plinovima: a) dipol–dipol; b) dipol–nedipol; u) nedipol–nedipol
Za razliku od čvrstih tvari, molekule u tekućinama i plinovima slobodno se kreću. Kao rezultat kretanja, oni su usmjereni na određeni način. Na primjer, na sl. 53 a,b. prikazano je međusobno djelovanje dipolnih molekula, kao i nepolarnih molekula s dipolnim molekulama u tekućinama i plinovima.

Kada se dipol približi dipolu, molekule se okreću kao rezultat privlačenja i odbijanja. Pozitivno nabijeni dio jedne molekule nalazi se u blizini negativno nabijenog dijela druge. Ovako međusobno djeluju dipoli u tekućoj vodi.

Kada se dvije nepolarne molekule (nedipoli) približavaju jedna drugoj na prilično male udaljenosti, one također međusobno utječu jedna na drugu (Sl. 53. u). Molekule spajaju negativno nabijene elektronske ljuske koje prekrivaju jezgre. Elektroničke školjke deformiraju se tako da dolazi do privremene pojave pozitivnih i negativnih centara u jednoj i drugoj molekuli, te se međusobno privlače. Dovoljno je da se molekule rasprše, jer ponovno nastaju privremeni dipoli nepolarne molekule.

Primjer je međudjelovanje između molekula plinovitog vodika. (Sl. 53 u).
3.2. Klasifikacija anorganske tvari. Jednostavne i složene tvari
NA početkom XIX stoljeća švedski kemičar Berzelius je predložio da se tvari dobivene iz živih organizama nazovu organski. Imenovali su tvari karakteristične za neživu prirodu neorganski ili mineral(dobiva se iz minerala).

Sve čvrste, tekuće i plinovite tvari možemo podijeliti na jednostavne i složene.

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

Na primjer, vodik, brom i željezo na sobnoj temperaturi i atmosferskom tlaku su jednostavne tvari koje su redom u plinovitom, tekućem i krutom stanju (Sl. 54. a B C).

Plinoviti vodik H 2 (g) i tekući brom Br 2 (g) sastoje se od dvoatomnih molekula. Čvrsto željezo Fe(t) postoji u obliku kristala s metalnom kristalnom rešetkom.

Jednostavne tvari dijele se u dvije skupine: nemetali i metali.

a) b) u)

Riža. 54. Jednostavne tvari: a) plinoviti vodik. Lakši je od zraka pa se epruveta začepi i okrene naopako; b) tekući brom (obično pohranjen u zatvorenim ampulama); u) željezni prah

Nemetali su jednostavne tvari s kovalentnom (atomskom) ili molekularnom kristalnom rešetkom u čvrstom stanju.

Na sobnoj temperaturi, kovalentna (atomska) kristalna rešetka karakteristična je za 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 tek pri vrlo niskim temperaturama prelaze u tekuće ili čvrsto agregatno stanje. U normalnim uvjetima to 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, molekulski 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 elektricitet.

Otprilike 80% artikala Periodni sustav tvore jednostavne metale. Na sobnoj temperaturi metali su čvrste tvari. Na primjer, Li(t), Fe(t). Samo je živa, Hg (l) tekućina koja se skrućuje 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 točno određenim odnosima.

Na primjer, voda H 2 O je složena tvar. Njegova molekula sadrži atome dva elementa. 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 krutom, tekućem ili plinovitom stanju, što je označeno desno od kemijska formula tvari - H 2 O (g), H 2 O (g), H 2 O (t).

U praksi se u pravilu ne radi o čistim tvarima, već o njihovim smjesama.

Mješavina je kombinacija kemijski spojevi različitog sastava i strukture

Predstavimo 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 su spojevi s ionskim vezama. 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 molekulske i strukturne formule nekih oksida nemetala i metala.
Molekularna formula Strukturna formula

CO 2 - ugljikov monoksid (IV) O \u003d C \u003d O

SO 2 - sumporni oksid (IV)

SO 3 - sumporni oksid (VI)

SiO 2 - silicijev 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 više 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 oblikovane prema pravilima međunarodne nomenklature, koriste se tradicionalni ruski nazivi oksida, na primjer: CO 2 ugljikov monoksid (IV) - ugljični dioksid , CO ugljikov monoksid (II) – ugljični monoksid, CaO kalcijev oksid - živo vapno, SiO 2 silicijev oksid– kvarc, silicij, pijesak.

Postoje tri skupine oksida, koje se razlikuju po kemijskim svojstvima, - bazni, kiseli i amfoteran(drugogrčki , - oboje, dvojina).

Bazični oksidi koje tvore elementi glavnih podskupina I. i II. skupine 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 oksidi metala, na primjer:
Li 2 O - litijev oksid

MgO - magnezijev oksid

CuO - bakrov (II) oksid
Bazičnim oksidima odgovaraju baze.

Kiselinski oksidi tvore nemetali i metali čije je oksidacijsko stanje veće od +4, na primjer:
CO 2 - ugljikov monoksid (IV)

SO 2 - sumporni oksid (IV)

SO 3 - sumporni oksid (VI)

P 2 O 5 - fosforov oksid (V)
Kiselinski oksidi odgovaraju kiselinama.

Amfoterni oksidi tvore metali čije je oksidacijsko stanje +2, +3, ponekad +4, na primjer:
ZnO - cinkov 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 - ugljikov monoksid (II)
Treba napomenuti da je jedan od najvažnijih oksida na našem planetu vodikov oksid, vama poznat kao voda H 2 O.
Temelji
U odjeljku "Oksidi" spomenuto je da baze odgovaraju bazičnim oksidima:
Natrijev oksid Na 2 O - natrijev hidroksid NaOH.

Kalcijev oksid CaO - kalcijev hidroksid Ca (OH) 2.

Bakar oksid CuO - bakar 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 otope 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 i rusko ime metalni u genitivu. Na primjer, NaOH je natrijev hidroksid, Ca (OH) 2 je kalcijev hidroksid.

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

Osim toga, postoje tradicionalni nazivi za neke temelje:

NaOH- kaustična soda, kaustična soda

KOH - kaustična potaša

Ca (OH) 2 - gašeno vapno, vapnena voda

R
Baze topljive u vodi nazivaju se lužine

razlikovati topljive i netopljive 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 za atome metala, i kiselinske ostatke.

Ovisno o prisutnosti ili odsutnosti atoma kisika u molekuli, anoksičan i koji sadrže kisik kiseline.

Za imenovanje kiselina bez kisika, ruskom nazivu nemetala dodaje se slovo - oko- 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, završeci se dodaju korijenu ruskog naziva nemetala - naya,

-ovaja ako je nemetal u najviši stupanj oksidacija. Najviše 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, tada se kraj koristi za imenovanje kiseline koja odgovara nižem oksidacijskom stupnju elementa - pravi:
H 2 SO 3 - divokoza pravi kiselina

HNO 2 - dušik pravi kiselina
Prema broju vodikovih atoma u molekuli, jednobazni(HCl, HNO 3), dvobazni(H2SO4), trobazni kiseline (H 3 RO 4).

Mnoge kiseline koje sadrže kisik nastaju međudjelovanjem odgovarajućih kiselih oksida s vodom. Oksid koji odgovara određenoj kiselini naziva se njen 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 HNO 3

Fosforni anhidrid P 2 O 5 - fosforna kiselina H 3 PO 4
Imajte na umu da su oksidacijska stanja elementa u oksidu i odgovarajuće kiseline 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, obično nazvana silicijeva kiselina

H 4 SiO 4 - ortosilicijska kiselina.

Silicijeve kiseline ne nastaju interakcijom SiO 2 s vodom, već se dobivaju na drugi način.
IZ
Soli su složene tvari koje se sastoje od metalnih atoma i kiselinskih 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 metalnim atomima ili kao produkti potpune ili djelomične zamjene baznih hidrokso skupina kiselim ostacima.

Uz potpunu zamjenu vodikovih atoma, srednje soli: Na2SO4, MgCl2. . Uz djelomičnu zamjenu, kisele soli (hidrosoli) NaHS04 i bazične soli (hidroksosoli) MgOHCl.

Prema pravilima međunarodne nomenklature, nazivi soli formiraju se od naziva kiselinskog ostatka u nominativnom slučaju i ruskog naziva metala u genitivnom slučaju (tablica 12):

NaNO 3 - natrijev nitrat

CuSO 4 - bakrov(II) sulfat

CaCO 3 - kalcijev karbonat

Ca 3 (RO 4) 2 - kalcijev ortofosfat

Na 2 SiO 3 - natrijev silikat

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

-na za najviše oksidacijsko stanje, -to za niži stupanj oksidacije elementa koji stvara 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	Na2SO3 Sulf to natrij
sumporna	H2SO4	sulfati	K 2 SO 4 Sulf na kalij
dušični	HNO 2	Nitrit	LiNO 2 nitr to litij
Dušik	HNO3	Nitrati	Al(NO3)3Nitr 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

Naslovi kisele soli tvore se kao nazivi srednjih soli, uz dodatak prefiksa " hidro":

NaHSO 4 - natrijev hidrogen sulfat

NaHS - natrijev hidrosulfid
Imena bazičnih soli tvore se 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 (piće);

CaCO 3 - kreda, mramor, vapnenac.

Atomsko-molekularnu teoriju razvio je i prvi primijenio u kemiji veliki ruski znanstvenik M. V. Lomonosov. Glavne odredbe ove doktrine izložene su u djelu "Elementi matematičke kemije" (1741.) i niz drugih. Bit Lomonosovljevih učenja može se svesti na sljedeće odredbe.

1. Sve tvari sastoje se od "tjelešaca" (kako je Lomonosov nazvao molekule).

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

3. Čestice – molekule i atomi – u neprekidnom su gibanju. Toplinsko stanje tijela rezultat je gibanja njihovih čestica.

4. Molekule jednostavnih tvari sastoje se od istih atoma, molekula složene tvari iz različitih atoma.

67 godina nakon Lomonosova, engleski znanstvenik John Dalton primijenio je atomističku doktrinu u kemiji. Iznio je osnovne principe atomizma u knjizi " Novi sustav kemijska filozofija "(1808.). U osnovi, Daltonovo učenje ponavlja učenje Lomonosova. Međutim, Dalton je zanijekao postojanje molekula u jednostavnim tvarima, što je u usporedbi s učenjem Lomonosova korak unatrag. Prema Daltonu, jednostavne tvari sastoje se samo atoma, a samo složene tvari - "složenih atoma" (u suvremenom smislu - molekula).Atomsko-molekularna teorija u kemiji konačno je utemeljena tek god. sredinom devetnaestog u. Na međunarodnom kongresu kemičara u Karlsruheu 1860. godine usvojene su definicije pojmova molekule i atoma.

Molekula je najmanja čestica određene tvari koja ima njezina kemijska svojstva. Kemijska svojstva molekule određene su svojim sastavom i kemijskom strukturom.

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

Atom je električki neutralna čestica sastavljena od pozitivno nabijenih atomska jezgra i negativno nabijenih elektrona.

Prema suvremenim predodžbama, tvari u plinovitom i parovitom stanju sastoje se od molekula. U čvrstom stanju molekule se sastoje samo od tvari čija kristalna rešetka ima molekularnu strukturu. Većina čvrstih anorganskih tvari nema molekularnu strukturu: njihova se rešetka ne sastoji od molekula, već od drugih čestica (iona, atoma); postoje u obliku makrotijela (kristal natrijeva klorida, komadić bakra i dr.). Soli, metalni oksidi, dijamant, silicij, metali nemaju molekularnu strukturu.

Kemijski elementi

Atomska i molekularna teorija omogućile su objašnjenje osnovnih pojmova i zakona kemije. S gledišta atomske i molekularne teorije svaki se element naziva kemijskim elementom. odvojen pogled atomi. Najvažnija karakteristika atoma je pozitivan naboj njegove jezgre, brojčano jednak rednom broju elementa. Vrijednost naboja jezgre služi kao razlikovna značajka za različite vrste atoma, što nam omogućuje da damo potpuniju definiciju pojma elementa:

Kemijski element Određena vrsta atoma s istim pozitivnim nuklearnim nabojem.

Poznato je 107 elemenata. Trenutno se nastavlja rad na umjetnoj proizvodnji kemijskih elemenata s višim serijskim brojevima.

Svi elementi se obično dijele na metale i nemetale. Međutim, ova je podjela uvjetna. Važna karakteristika elemenata je njihova zastupljenost u zemljinoj kori, tj. u gornjoj čvrstoj ljusci Zemlje, čija se debljina konvencionalno pretpostavlja da je 16 km. Raspored elemenata u zemljinoj kori proučava geokemija, znanost o kemiji Zemlje. Geokemičar A. P. Vinogradov sastavio je tablicu prosjeka kemijski sastav Zemljina kora. Prema tim podacima, najzastupljeniji element je kisik - 47,2% mase zemljine kore, zatim silicij - 27,6, aluminij - 8,80, željezo -5,10, kalcij - 3,6, natrij - 2,64, kalij - 2,6, magnezij - 2.10, vodik - 0.15%.

Kovalentna kemijska veza, njezine vrste i mehanizmi nastanka. Značajke kovalentne veze (polarnost i energija veze). Ionska veza. Metalni spoj. vodikova veza

Doktrina kemijske veze temelj je cijele teorijske kemije.

Kemijska veza je takva interakcija atoma koja ih povezuje u molekule, ione, radikale, kristale.

Postoje četiri vrste kemijskih veza: ionska, kovalentna, metalna i vodikova.

Podjela kemijskih veza na tipove 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 elektrostatsko privlačenje između tih elektrona i metalnih iona.

U tvarima često ne postoje ograničavajući slučajevi kemijske veze (ili čiste kemijske veze).

Na primjer, litijev fluorid $LiF$ klasificira se kao ionski spoj. Zapravo, veza u njemu je 80%$ ionska i 20%$ kovalentna. Stoga je očito ispravnije govoriti o stupnju polarnosti (ionskosti) kemijske veze.

U nizu halogenovodika $HF—HCl—HBr—HI—HAt$ opada stupanj polariteta veze, jer se smanjuje razlika u vrijednostima elektronegativnosti atoma halogena i vodika, au astatičkom vodiku veza postaje gotovo nepolarni $(EO(H) = 2,1; EO(At) = 2,2)$.

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

1. u bazama: između atoma kisika i vodika u hidrokso skupinama veza je polarna kovalentna, a između metala i hidrokso skupine je ionska;
2. u solima kiselina koje sadržavaju kisik: između atoma nemetala i kisika kiselinskog ostatka - kovalentni polarni, a između metala i kiselinskog ostatka - ionski;
3. u solima amonija, metilamonija itd.: između atoma dušika i vodika - kovalentni polarni, a između amonijevih ili metilamonijevih iona i kiselinskog ostatka - ionski;
4. u metalnim peroksidima (primjerice $Na_2O_2$) veza između atoma kisika je kovalentna nepolarna, a između metala i kisika ionska i tako dalje.

Različite vrste veza mogu prelaziti jedna u drugu:

- kod elektrolitička disocijacija u vodi kovalentnih spojeva kovalentna polarna veza postaje ionska;

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

Razlog jedinstva svih vrsta i vrsta kemijskih veza je njihova identična kemijska priroda - elektron-nuklearna interakcija. Formiranje kemijske veze u svakom slučaju rezultat je elektron-nuklearne interakcije atoma, praćene oslobađanjem energije.

Metode stvaranja kovalentne veze. Obilježja kovalentne veze: duljina i energija veze

Kovalentna kemijska veza je veza koja se javlja između atoma zbog stvaranja zajedničkih elektronskih parova.

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

ja mehanizam razmjene djeluje kada atomi formiraju zajedničke elektronske parove spajanjem nesparenih elektrona.

1) $H_2$ - vodik:

Veza nastaje zbog stvaranja zajedničkog elektronskog para $s$-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 kovalentna veza nastaje zbog nesparenih $p-$elektrona (preklapajućih $p-p-$orbitala):

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

II. Donor-akceptorski mehanizam Razmotrimo stvaranje kovalentne veze na primjeru amonijevog iona $NH_4^+$.

Donor ima elektronski par, akceptor ima praznu orbitalu koju taj par može zauzeti. U amonijevom ionu sve četiri veze s atomima vodika su kovalentne: tri su nastale stvaranjem zajedničkih elektronskih parova atomom dušika i atomima vodika mehanizmom izmjene, jedna - mehanizmom donor-akceptor.

Kovalentne veze mogu se klasificirati prema načinu na koji se elektronske orbitale preklapaju, kao i prema njihovom pomaku prema jednom od vezanih atoma.

kemijske veze, koji nastaju preklapanjem elektronskih orbitala duž komunikacijske linije, nazivaju se $σ$ -veze (sigma-veze). Sigma veza je vrlo jaka.

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

Kemijske veze nastale kao rezultat "bočnog" preklapanja elektronskih orbitala izvan komunikacijske linije, tj. u dvije regije nazivaju se $π$ -veze (pi-veze).

Po stupanj pristranosti zajedničkih elektronskih parova na jedan od atoma koje povezuju, kovalentna veza može biti 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 privlačenja valentnih elektrona prema sebi iz drugih atoma. Na primjer:

oni. molekule nastaju preko kovalentne nepolarne veze jednostavne nemetalne tvari. Kovalentna kemijska veza između atoma elemenata čija je elektronegativnost različita naziva se polarni.

Duljina i energija kovalentne veze.

karakteristika svojstva kovalentne veze je njegova dužina i energija. Duljina veze je udaljenost između jezgri atoma. Kemijska veza je jača što je njezina duljina kraća. Međutim, mjera čvrstoće veze je energija vezanja, što je određeno količinom energije potrebnom za prekid veze. Obično se mjeri u kJ/mol. Dakle, prema eksperimentalnim podacima, duljine veze molekula $H_2, Cl_2$ i $N_2$ su $0,074, 0,198$ odnosno $0,109$ nm, a energije vezanja su $436, 242$ i $946$ kJ/ mol, respektivno.

Iona. Ionska veza

Zamislimo da se “sretnu” dva atoma: atom metala I. skupine i atom nemetala VII. Atom metala ima jedan elektron na svojoj vanjskoj energetskoj razini, dok atomu nemetala nedostaje samo jedan elektron da završi svoju vanjsku razinu.

Prvi će atom drugom lako prepustiti svoj elektron, koji je daleko od jezgre i slabo vezan za nju, a drugi će ga slobodno mjesto na svojoj vanjskoj elektroničkoj razini.

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

Kemijska veza koja se javlja između iona naziva se ionska.

Razmotrite stvaranje ove veze koristeći dobro poznati spoj natrijevog klorida (kuhinjska sol) kao primjer:

Proces transformacije atoma u ione prikazan je dijagramom:

Takva se transformacija atoma u ione događa uvijek tijekom međudjelovanja atoma tipičnih metala i tipičnih nemetala.

Razmotrite algoritam (slijed) zaključivanja pri snimanju stvaranja ionske veze, na primjer, između atoma kalcija i klora:

Nazivaju se brojevi koji pokazuju broj atoma ili molekula koeficijenti, a nazivaju se brojevi koji pokazuju broj atoma ili iona u molekuli 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 prelaze s jednog iona na drugi, povezujući ih u jednu cjelinu. Spajajući se s ionima, ti elektroni privremeno formiraju 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 metalnog natrija.

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

Metalna veza ima neke sličnosti s kovalentnom vezom, budući da se temelji na dijeljenju vanjskih elektrona. Međutim, u kovalentnoj vezi socijalizirani su vanjski nespareni elektroni samo dva susjedna atoma, dok u metalnoj vezi svi atomi sudjeluju u socijalizaciji tih elektrona. Zato su kristali s kovalentnom vezom krti, dok su oni s metalnom vezom u pravilu plastični, elektrovodljivi i imaju metalni sjaj.

Metalna veza karakteristična je kako za čiste metale tako i za mješavine raznih metala – legura koje su u krutom i tekućem stanju.

vodikova veza

Kemijska veza između pozitivno polariziranih atoma vodika jedne molekule (ili njezinog dijela) i negativno polariziranih atoma jako elektronegativnih elemenata koji imaju nepodijeljene elektronske parove ($F, O, N$ i rjeđe $S$ i $Cl$), drugog molekula (ili njezini dijelovi) naziva se vodik.

Mehanizam stvaranja vodikove veze je dijelom elektrostatski, dijelom donor-akceptorski.

Primjeri međumolekularnih vodikovih veza:

U prisutnosti takve veze, čak i tvari niske molekularne težine mogu u normalnim uvjetima biti tekućine (alkohol, voda) ili plinovi koji se lako ukapljuju (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

NA kemijske interakcije ne ulaze pojedinačni atomi ili molekule, već tvari. Tvar pod određenim uvjetima može biti u jednom od tri agregatna stanja: kruto, tekuće ili plinovito. 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 građe.

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 one pucaju – tvar prelazi u tekućinu, a zatim u plin (sublimacija joda). Talište i vrelište tvari koje se sastoje od molekula rastu s porastom Molekularna težina.

Do molekularne tvari uključuju tvari s atomskom strukturom ($C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W$), među njima postoje metali i nemetali.

Smatrati fizička svojstva alkalijski metali. Relativno niska čvrstoća veze između atoma uzrokuje nisku mehaničku čvrstoću: alkalijski metali su mekani i mogu se lako rezati nožem.

Velike veličine atoma dovode do niske gustoće alkalnih metala: litij, natrij i kalij čak su lakši od vode. U skupini alkalijskih metala vrelište i talište padaju s porastom 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 visoka tališta i vrelišta.

Kristalne rešetke

Supstanca, kao što znamo, može postojati u tri agregatna stanja: plinovito, tekuće i čvrsto.

Čvrste tvari: amorfne i kristalne.

Razmotrite kako značajke kemijskih veza utječu na svojstva krutina. Krute tvari se dijele na kristalan i amorfan.

Amorfne tvari nemaju jasno talište - kada se zagrijavaju, postupno omekšavaju i postaju tekuće. U amorfnom stanju su npr. 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 povežu ravnim linijama, formira se prostorni okvir koji se naziva kristalna rešetka. Točke u kojima se nalaze kristalne čestice nazivaju se čvorovi rešetke.

Ovisno o vrsti čestica smještenih u 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 ionsku kristalnu rešetku. Na primjer, kristal natrijeva klorida sastoji se od naizmjeničnih $Na^+$ pozitivnih iona i $Cl^-$ negativnih iona, koji tvore rešetku u obliku kocke. Veze između iona u takvom kristalu vrlo su stabilne. Stoga se tvari s ionskom rešetkom odlikuju relativno velikom tvrdoćom i čvrstoćom, vatrostalne su i nehlapljive.

Atomske kristalne rešetke.

nuklearni 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 alotropskih modifikacija ugljika.

Većina tvari s atomskom kristalnom rešetkom ima vrlo visoka tališta (npr. za dijamant iznad $3500°C$), jake su i tvrde, praktički netopljive.

Molekularne kristalne rešetke.

Molekularni nazvane kristalne rešetke, u 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 međumolekulskog privlačenja. Stoga tvari s molekularnom kristalnom rešetkom imaju nisku tvrdoću, niska tališta i hlapljive su. Najsolidnije organski spojevi imaju molekularne kristalne rešetke (naftalen, glukoza, šećer).

Metalne kristalne rešetke.

Tvari sa metalna veza imaju metalne kristalne rešetke. U čvorovima takvih rešetki nalaze se atomi i ioni (bilo atomi, bilo ioni, u koje se atomi metala lako pretvaraju, dajući svoje vanjske elektrone "da uobičajena uporaba"). Takav unutarnja struktura metala određuje njihova karakteristična fizikalna svojstva: duktilnost, duktilnost, električnu i toplinsku vodljivost, karakterističan metalni sjaj.

Molekularna i nemolekularna struktura tvari. Građa 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 one pucaju – tvar prelazi u tekućinu, a zatim u plin (sublimacija joda). Talište i vrelište tvari koje se sastoje od molekula povećavaju se s povećanjem molekularne težine. Do molekularne tvari uključuju tvari s atomskom strukturom (C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W), među njima postoje metali i nemetali. 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 visoka tališta i vrelišta.

Čvrste tvari: amorfne i kristalne

Krute tvari se dijele na kristalan i amorfan.

Amorfne tvari nemaju jasno talište - kada se zagrijavaju, postupno omekšavaju i postaju tekući. U amorfnom stanju su npr. 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 povežu ravnim linijama, formira se prostorni okvir koji se naziva kristalna rešetka. Točke u kojima se nalaze kristalne čestice nazivaju se čvorovi rešetke. Ovisno o vrsti čestica smještenih u čvorovima kristalne rešetke i prirodi njihove povezanosti, razlikuju se četiri vrste kristalnih rešetki: ionske, atomske, molekularne i metalne.

Kristalne rešetke nazivamo ionskim, 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 ionsku kristalnu rešetku. Na primjer, kristal natrijevog klorida izgrađen je od izmjeničnih pozitivnih Na + i negativnih Cl - iona, tvoreći rešetku u obliku kocke. Veze između iona u takvom kristalu vrlo su stabilne. Stoga se tvari s ionskom rešetkom odlikuju relativno velikom tvrdoćom i čvrstoćom, vatrostalne su i nehlapljive.

Kristalna rešetka - a) i amorfna rešetka - b).

Kristalna rešetka - a) i amorfna rešetka - b).

Atomske kristalne rešetke

nuklearni 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 alotropskih modifikacija ugljika. Većina tvari s atomskom kristalnom rešetkom ima vrlo visoka tališta (na primjer, u dijamantu je preko 3500 ° C), jake su i tvrde, praktički netopljive.

Molekularne kristalne rešetke

Molekularni nazvane kristalne rešetke, u čijim se čvorovima nalaze molekule. Kemijske veze u tim molekulama mogu biti 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 međumolekulskog privlačenja. Stoga tvari s molekularnom kristalnom rešetkom imaju nisku tvrdoću, niska tališta i hlapljive su. 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. U čvorovima takvih rešetki su atoma i iona(bilo atoma, bilo iona, u koje se atomi metala lako pretvaraju, dajući svoje vanjske elektrone "za opću upotrebu"). Takva unutarnja struktura metala određuje njihova karakteristična fizikalna svojstva: kovnost, plastičnost, električnu i toplinsku vodljivost te karakterističan metalni sjaj.

varalice