Molekula, v ktorej sa ťažiská kladne a záporne nabitých oblastí nezhodujú, sa nazýva dipól. Definujme pojem „dipól“.

Dipól - súbor dvoch rovnako veľkých protiľahlých elektrické náboje umiestnené v určitej vzdialenosti od seba.

Molekula vodíka H2 nie je dipól (obr. 50). a), a molekula chlorovodíka je dipól (obr. 50). b). Molekula vody je tiež dipól. Elektrónové páry v H20 sú posunuté vo väčšej miere z atómov vodíka na atóm kyslíka.

Ťažisko záporného náboja sa nachádza v blízkosti atómu kyslíka a ťažisko kladného náboja sa nachádza v blízkosti atómov vodíka.

V kryštalickej látke sú atómy, ióny alebo molekuly v prísnom poradí.

Miesto, kde sa takáto častica nachádza, je tzv uzol kryštálovej mriežky. Poloha atómov, iónov alebo molekúl v uzloch kryštálovej mriežky je znázornená na obr. 51.

v g
Ryža. 51. Modely kryštálových mriežok (zobrazená je jedna rovina objemového kryštálu): a) kovalentné alebo atómové (diamant C, kremík Si, kremeň Si02); b) iónové (NaCl); v) molekulárne (ľad, 12); G) kovové (Li, Fe). V modeli kovovej mriežky bodky označujú elektróny

Podľa typu chemickej väzby medzi časticami kryštálové mriežky delí na kovalentné (atómové), iónové a kovové. Existuje ďalší typ kryštálovej mriežky - molekulárna. V takejto mriežke sú držané jednotlivé molekuly sily medzimolekulovej príťažlivosti.

Kryštály s Kovalentné väzby (Obr. 51 a) sú polyatomické molekulárne formácie. Kúsok diamantu alebo kremeňa nie je nič iné ako molekula polyméru s kovalentnými chemickými väzbami.

Iónové kryštály(Obr. 51 b) obsahujú kladne a záporne nabité ióny v miestach kryštálovej mriežky. Kryštálová mriežka je postavená tak, že sily elektrostatickej príťažlivosti opačne nabitých iónov a odpudivé sily rovnako nabitých iónov sú vyvážené. Takéto kryštálové mriežky sú charakteristické pre zlúčeniny ako LiF, NaCl a mnohé ďalšie.

molekulárne kryštály(Obr. 51 v) obsahujú dipólové molekuly v miestach kryštálu, ktoré sú navzájom držané elektrostatickými príťažlivými silami ako ióny v iónovej kryštálovej mriežke. Napríklad ľad je molekulárna kryštalická mriežka tvorená vodnými dipólmi. Na obr. 51 v symboly  nie sú uvedené pri nábojoch, aby nedošlo k preťaženiu čísla.

kovový kryštál(Obr. 51 G) obsahuje kladne nabité ióny v miestach mriežky. Niektoré z vonkajších elektrónov sa voľne pohybujú medzi iónmi. " e-plyn"držia kladne nabité ióny v uzloch kryštálovej mriežky. Pri náraze kov nepichá ako ľad, kremeň alebo kryštál soli, ale iba mení tvar. Elektróny majú vďaka svojej pohyblivosti čas na pohyb v momente nárazu a udrží ióny v novej polohe.To je dôvod, prečo kovy a plasty ohýbať bez zlomenia.

Ryža. 52. Štruktúra oxidu kremičitého: a) kryštalický; b) amorfný. Čierne bodky označujú atómy kremíka, prázdne kruhy atómy kyslíka. Rovina kryštálu je znázornená, takže štvrtá väzba na atóme kremíka nie je označená. Prerušovaná čiara označuje poradie krátkeho dosahu v poruche amorfnej látky
V amorfnej látke je porušená trojrozmerná periodicita štruktúry, ktorá je charakteristická pre kryštalický stav (obr. 52 b).

Kvapaliny a plyny sa líšia od kryštalických a amorfných telies náhodným pohybom atómov a
molekuly. V kvapalinách sú príťažlivé sily schopné udržať mikročastice voči sebe v blízkych vzdialenostiach, ktoré zodpovedajú vzdialenostiam v pevnom telese. V plynoch interakcia atómov a molekúl prakticky chýba, preto plyny, na rozdiel od kvapalín, zaberajú celý objem, ktorý im je poskytnutý. Mol kvapalnej vody pri 100 0 C zaberá objem 18,7 cm 3 a mól nasýtenej vodnej pary 30 000 cm 3 pri rovnakej teplote.


Ryža. 53. Rôzne typy interakcií molekúl v kvapalinách a plynoch: a) dipól–dipól; b) dipól–nedipól; v) nedipólový–nedipólový
Na rozdiel od pevných látok sa molekuly v kvapalinách a plynoch pohybujú voľne. V dôsledku pohybu sú určitým spôsobom orientované. Napríklad na obr. 53 a,b. ukazuje sa, ako interagujú dipólové molekuly, ako aj nepolárne molekuly s dipólovými molekulami v kvapalinách a plynoch.

Keď sa dipól priblíži k dipólu, molekuly rotujú v dôsledku príťažlivosti a odpudzovania. Pozitívne nabitá časť jednej molekuly sa nachádza v blízkosti negatívne nabitej časti druhej molekuly. Takto interagujú dipóly v kvapalnej vode.

Keď sa dve nepolárne molekuly (nedipóly) priblížia k sebe na pomerne malú vzdialenosť, navzájom sa tiež ovplyvňujú (obr. 53 v). Molekuly sú spojené záporne nabitými elektrónovými obalmi pokrývajúcimi jadrá. Elektronické mušle sú deformované tak, že sa v jednej a druhej molekule dočasne objavia pozitívne a negatívne centrá a navzájom sa priťahujú. Stačí, aby sa molekuly rozptýlili, pretože dočasné dipóly sa opäť stanú nepolárne molekuly.

Príkladom je interakcia medzi molekulami plynného vodíka. (Obr. 53 v).
3.2. Klasifikácia anorganické látky. Jednoduché a zložité látky
AT začiatkom XIX storočí švédsky chemik Berzelius navrhol, aby sa látky získané zo živých organizmov nazývali organické. Boli pomenované látky charakteristické pre neživú prírodu anorganické alebo minerál(odvodené z minerálov).

Všetky pevné, kvapalné a plynné látky možno rozdeliť na jednoduché a zložité.

Látky sa nazývajú jednoduché, pozostávajúce z atómov jedného chemického prvku.

Napríklad vodík, bróm a železo pri izbovej teplote a atmosférickom tlaku sú jednoduché látky, ktoré sú v plynnom, kvapalnom a pevnom skupenstve (obr. 54 a B C).

Plynný vodík H 2 (g) a kvapalný bróm Br 2 (l) pozostávajú z dvojatómových molekúl. Pevné železo Fe(t) existuje vo forme kryštálu s kovovou kryštálovou mriežkou.

Jednoduché látky sú rozdelené do dvoch skupín: nekovy a kovy.

a) b) v)

Ryža. 54. Jednoduché látky: a) plynný vodík. Je ľahší ako vzduch, preto sa skúmavka zazátkuje a otočí hore dnom; b) tekutý bróm (zvyčajne skladovaný v zapečatených ampulkách); v) železný prášok

Nekovy sú jednoduché látky s kovalentnou (atómovou) alebo molekulovou kryštálovou mriežkou v pevnom stave.

Pri izbovej teplote je kovalentná (atómová) kryštálová mriežka charakteristická pre také nekovy, ako je bór B(t), uhlík C(t), kremík Si(t). Molekulárna kryštálová mriežka má biely fosfor P (t), síru S (t), jód I 2 (t). Niektoré nekovy len pri veľmi nízkych teplotách prechádzajú do kvapalného alebo pevného stavu agregácie. Za normálnych podmienok sú to plyny. Medzi takéto látky patrí napríklad vodík H 2 (g), dusík N 2 (g), kyslík O 2 (g), fluór F 2 (g), chlór Cl 2 (g), hélium He (g), neón Ne (d), argón Ar(d). Pri teplote miestnosti existuje molekulárny bróm Br2(l) v kvapalnej forme.

Kovy sú jednoduché látky s kovovou kryštálovou mriežkou v pevnom stave.

Sú to kujné, tvárne látky, ktoré majú kovový lesk a sú schopné viesť teplo a elektrinu.

Približne 80% položiek Periodický systém tvoria jednoduché kovy. Pri izbovej teplote sú kovy pevné látky. Napríklad Li(t), Fe(t). Iba ortuť, Hg (l) je kvapalina, ktorá tuhne pri -38,89 0 С.

Zlúčeniny sú látky, ktoré sa skladajú z atómov rôznych chemických prvkov.

Atómy prvkov v komplexnej látke sú spojené konštantnými a presne definovanými vzťahmi.

Napríklad voda H 2 O je komplexná látka. Jeho molekula obsahuje atómy dvoch prvkov. Voda vždy a kdekoľvek na Zemi obsahuje 11,1 % hmotnosti vodíka a 88,9 % kyslíka.

V závislosti od teploty a tlaku môže byť voda v pevnom, kvapalnom alebo plynnom stave, čo je uvedené vpravo od chemický vzorec látky - H20 (g), H20 (g), H20 (t).

V praxi sa spravidla nezaoberáme čistými látkami, ale ich zmesami.

Zmes je kombinácia chemické zlúčeniny rôzne zloženie a štruktúra

Predstavme si jednoduché a zložité látky, ako aj ich zmesi vo forme diagramu:

Jednoduché

nekovy

emulzie

základy

komplexné látky v anorganická chémiaďalej rozdelené na oxidy, zásady, kyseliny a soli.

oxidy
Existujú oxidy kovov a nekovov. Oxidy kovov sú zlúčeniny s iónovými väzbami. V pevnom stave tvoria iónové kryštálové mriežky.

Oxidy nekovov- zlúčeniny s kovalentnými chemickými väzbami.

Oxidy sú komplexné látky pozostávajúce z atómov dvoch chemických prvkov, z ktorých jeden je kyslík, ktorého oxidačný stav je -2.

Nižšie sú uvedené molekulárne a štruktúrne vzorce niektorých oxidov nekovov a kovov.
Molekulový vzorec Štruktúrny vzorec

CO2 - oxid uhoľnatý (IV) O \u003d C \u003d O

SO 2 - oxid sírový (IV)

SO 3 - oxid sírový (VI)

SiO 2 - oxid kremičitý (IV)

Na20 - oxid sodný

CaO - oxid vápenatý

K 2 O - oxid draselný, Na 2 O - oxid sodný, Al 2 O 3 - oxid hlinitý. Draslík, sodík a hliník tvoria po jednom oxide.

Ak má prvok niekoľko oxidačných stavov, existuje niekoľko jeho oxidov. V tomto prípade za názvom oxidu je stupeň oxidácie prvku označený rímskou číslicou v zátvorkách. Napríklad FeO je oxid železitý, Fe203 je oxid železitý.

Okrem názvov vytvorených podľa pravidiel medzinárodnej nomenklatúry sa používajú tradičné ruské názvy oxidov, napríklad: CO 2 oxid uhoľnatý (IV) - oxid uhličitý , CO oxid uhoľnatý (II) – oxid uhoľnatý, CaO oxid vápenatý - nehasené vápno, SiO 2 oxid kremičitý – kremeň, oxid kremičitý, piesok.

Existujú tri skupiny oxidov, ktoré sa líšia chemickými vlastnosťami, - zásadité, kyslé a amfotérny(iné grécke , - obe, duálne).

Zásadité oxidy tvorené prvkami hlavných podskupín skupín I a II periodického systému (oxidačný stav prvkov je +1 a +2), ako aj prvkami sekundárnych podskupín, ktorých oxidačný stav je tiež +1 alebo + 2. Všetky tieto prvky sú kovy, takže zásadité oxidy sú oxidy kovov, napríklad:
Li20 - oxid lítny

MgO - oxid horečnatý

CuO - oxid meďnatý (II).
Zásadité oxidy zodpovedajú zásadám.

Oxidy kyselín tvorené nekovmi a kovmi, ktorých oxidačný stav je vyšší ako +4, napríklad:
CO 2 - oxid uhoľnatý (IV)

SO 2 - oxid sírový (IV)

SO 3 - oxid sírový (VI)

P 2 O 5 - oxid fosforečný (V)
Kyslé oxidy zodpovedajú kyselinám.

Amfotérne oxidy tvorené kovmi, ktorých oxidačný stav je +2, +3, niekedy +4, napríklad:
ZnO - oxid zinočnatý

Al 2 O 3 - oxid hlinitý
Amfotérne oxidy zodpovedajú amfotérnym hydroxidom.

Okrem toho existuje malá skupina tzv indiferentné oxidy:
N2O - oxid dusnatý (I)

NO - oxid dusnatý (II)

CO - oxid uhoľnatý (II)
Treba poznamenať, že jedným z najdôležitejších oxidov na našej planéte je oxid vodíka, známy ako voda H 2 O.
základy
V časti „Oxidy“ bolo uvedené, že bázy zodpovedajú zásaditým oxidom:
Oxid sodný Na 2 O - hydroxid sodný NaOH.

Oxid vápenatý CaO - hydroxid vápenatý Ca (OH) 2.

Oxid meďnatý CuO - hydroxid meďnatý Cu (OH) 2

Zásady sú komplexné látky pozostávajúce z atómu kovu a jednej alebo viacerých hydroxoskupín -OH.

Bázy sú pevné látky s iónovou kryštálovou mriežkou.

Po rozpustení vo vode sa vytvoria kryštály rozpustných zásad ( alkálie) sa ničia pôsobením molekúl polárnej vody a tvoria sa ióny:

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

Podobný záznam iónov: Na + (roztok) alebo OH - (roztok) znamená, že ióny sú v roztoku.

Názov nadácie obsahuje slovo hydroxid a Ruské meno kov v genitív. Napríklad NaOH je hydroxid sodný, Ca(OH)2 je hydroxid vápenatý.

Ak kov tvorí niekoľko báz, potom je oxidačný stav kovu označený v názve rímskou číslicou v zátvorkách. Napríklad: Fe (OH) 2 - hydroxid železitý, Fe (OH) 3 - hydroxid železitý.

Okrem toho existujú tradičné názvy pre niektoré dôvody:

NaOH- lúh sodný, žieravina sóda

KOH - žieravina potaš

Ca (OH) 2 - hasené vápno, vápenná voda

R
Vo vode rozpustné zásady sú tzv alkálie

Rozlišovať vo vode rozpustné a nerozpustné zásady.

Sú to hydroxidy kovov hlavných podskupín skupín I a II, okrem hydroxidov Be a Mg.

Komu amfotérne hydroxidy platí,
HCl (g)  H + (roztok) + Cl - (roztok)

Kyseliny sa nazývajú komplexné látky, ktoré zahŕňajú atómy vodíka, ktoré možno nahradiť alebo vymeniť za atómy kovov, a zvyšky kyselín.

V závislosti od prítomnosti alebo neprítomnosti atómov kyslíka v molekule, anoxický a s obsahom kyslíka kyseliny.

Na pomenovanie bezkyslíkatých kyselín sa k ruskému názvu nekovu pridáva písmeno - o- a slovo vodík :

HF - kyselina fluorovodíková

HCl – kyselina chlorovodíková

HBr - kyselina bromovodíková

HI - kyselina jodovodíková

H 2 S - hydrosulfid kys
Tradičné názvy niektorých kyselín:

HCl- kyselina chlorovodíková; HF- kyselina fluorovodíková

Na pomenovanie kyselín obsahujúcich kyslík sa do koreňa ruského názvu nekovu pridávajú koncovky - nie,

-ovája ak je nekov v najvyšší stupeň oxidácia. Najvyšší oxidačný stav sa zhoduje s číslom skupiny, v ktorej sa nachádza nekovový prvok:
H2SO4 - sér nie kyselina

HNO 3 - dusík nie kyselina

HClO 4 - chlór nie kyselina

HMnO 4 - mangán Nový kyselina
Ak prvok tvorí kyseliny v dvoch oxidačných stupňoch, potom sa koncovka používa na pomenovanie kyseliny zodpovedajúcej nižšiemu oxidačnému stavu prvku - pravda:
H 2 SO 3 - kamzík pravda kyselina

HNO 2 - dusík pravda kyselina
Podľa počtu atómov vodíka v molekule jednosložkový(HCl, HNO 3), dibázický(H2S04), tribasic kyseliny (H3PO4).

Mnoho kyselín obsahujúcich kyslík vzniká interakciou zodpovedajúcich kyslých oxidov s vodou. Oxid zodpovedajúci danej kyseline sa nazýva jej anhydrid:

Oxid siričitý SO 2 - kyselina siričitá H 2 SO 3

Anhydrid kyseliny sírovej SO 3 - kyselina sírová H2SO4

Anhydrid dusný N 2 O 3 - kyselina dusitá HNO 2

Anhydrid dusnatý N 2 O 5 - kyselina dusičná HNO 3

Anhydrid kyseliny fosforečnej P 2 O 5 - kyselina fosforečná H 3 PO 4
Všimnite si, že oxidačné stavy prvku v oxide a zodpovedajúcej kyseline sú rovnaké.

Ak prvok v rovnakom oxidačnom stave tvorí niekoľko kyselín obsahujúcich kyslík, potom sa k názvu kyseliny s nižším obsahom atómov kyslíka pridá predpona "". meta", s vysokým obsahom kyslíka - predpona " orto". Napríklad:

HPO 3 - kyselina metafosforečná

H 3 PO 4 - kyselina ortofosforečná, ktorá sa často označuje jednoducho ako kyselina fosforečná

H 2 SiO 3 - kyselina metakremičitá, zvyčajne nazývaná kyselina kremičitá

H 4 SiO 4 - kyselina ortokremičitá.

Kyseliny kremičité nevznikajú interakciou SiO 2 s vodou, získavajú sa iným spôsobom.
OD
Soli sú komplexné látky pozostávajúce z atómov kovov a kyslých zvyškov.
oli
NaNO 3 - dusičnan sodný

CuSO 4 - síran meďnatý (II)

CaCO 3 - uhličitan vápenatý

Keď sa rozpustí vo vode, kryštály soli sa zničia, tvoria sa ióny:

NaNO 3 (t)  Na + (roztok) + NO 3 - (roztok).
Soli možno považovať za produkty úplného alebo čiastočného nahradenia atómov vodíka v molekule kyseliny atómami kovu, alebo za produkty úplného alebo čiastočného nahradenia zásaditých hydroxoskupín kyslými zvyškami.

S úplnou výmenou atómov vodíka, stredné soli: Na2S04, MgCl2. . S čiastočnou náhradou, kyslé soli (hydrosoli) NaHS04 a zásadité soli (hydroxosoli) MgOHCI.

Podľa pravidiel medzinárodnej nomenklatúry sa názvy solí tvoria z názvu zvyšku kyseliny v nominatívnom prípade a ruského názvu kovu v prípade genitívu (tabuľka 12):

NaNO 3 - dusičnan sodný

CuSO 4 - síran meďnatý

CaCO 3 - uhličitan vápenatý

Ca 3 (RO 4) 2 - ortofosforečnan vápenatý

Na 2 SiO 3 - kremičitan sodný

Názov zvyšku kyseliny je odvodený od koreňa latinského názvu kyselinotvorného prvku (napríklad dusíkatý - dusík, koreň nitr-) a koncovky:

-pri pre najvyšší oxidačný stav, -to pre nižší oxidačný stav kyselinotvorného prvku (tab. 12).

Tabuľka 12

Názvy kyselín a solí

Názov kyseliny	Kyslý vzorec	Názov solí	Príklady Soleil
Chlorovodík (soľ)	HCl	chloridy	AgCl chlorid strieborný
Sírovodík	H 2 S	Sulfidy	FeS Sulf idželezo (II)
sírové	H2SO3	Sulfity	Na2S03 Sulf to sodík
sírový	H2SO4	sírany	K 2 SO 4 Sulf pri draslík
dusíkaté	HNO 2	Dusitany	LiNO 2 Nitr to lítium
Dusík	HNO3	Dusičnany	Al(NO 3) 3 Nitr pri hliník
ortofosforečnej	H3PO4	ortofosfáty	Ca 3 (PO 4) 2 Ortofosforečnan vápenatý
Uhlie	H2CO3	Uhličitany	Na 2 CO 3 Uhličitan sodný
Silikón	H2Si03	silikáty	Na 2 SiO 3 Kremičitan sodný

Tituly kyslé soli sú tvorené ako názvy stredných solí s pridaním predpony „ hydro":

NaHS04 - hydrogénsíran sodný

NaHS - hydrosulfid sodný
Názvy základných solí sa tvoria pridaním predpony „ hydroxo": MgOHCl - hydroxochlorid horečnatý.

Navyše mnohé soli majú tradičné názvy, ako napríklad:
Na 2 CO 3 - sóda;

NaHCO3 - jedlá (pitná) sóda;

CaCO 3 - krieda, mramor, vápenec.

Atómovo-molekulárnu teóriu vyvinul a prvýkrát použil v chémii veľký ruský vedec M.V. Lomonosov. Hlavné ustanovenia tejto doktríny sú uvedené v diele „Elements of Mathematical Chemistry“ (1741) a mnohých ďalších. Podstatu Lomonosovho učenia možno zredukovať na nasledujúce ustanovenia.

1. Všetky látky pozostávajú z "teliesok" (ako Lomonosov nazval molekuly).

2. Molekuly sa skladajú z „prvkov“ (ako Lomonosov nazval atómy).

3. Častice – molekuly a atómy – sú v nepretržitom pohybe. Tepelný stav telies je výsledkom pohybu ich častíc.

4. Molekuly jednoduchých látok pozostávajú z rovnakých atómov, molekúl komplexné látky z rôznych atómov.

67 rokov po Lomonosovovi anglický vedec John Dalton aplikoval atomistickú doktrínu v chémii. Základné princípy atomizmu načrtol v knihe „ Nový systém chemická filozofia "(1808). Daltonovo učenie v podstate opakuje učenie Lomonosova. Dalton však poprel existenciu molekúl v jednoduchých látkach, čo je v porovnaní s učením Lomonosovho krok späť. Podľa Daltona jednoduché látky pozostávajú len atómov, a len zložitých látok – „komplexných atómov“ (v modernom zmysle – molekúl). Atómovo-molekulárna doktrína v chémii sa napokon ustálila až v r. polovice devätnásteho v. Na medzinárodnom kongrese chemikov v Karlsruhe v roku 1860 boli prijaté definície pojmov molekula a atóm.

Molekula je najmenšia častica danej látky, ktorá má jej chemické vlastnosti. Chemické vlastnosti molekuly sú určené jeho zložením a chemickou štruktúrou.

Atóm je najmenšia častica chemického prvku, ktorá je súčasťou molekúl jednoduchých a zložitých látok. Chemické vlastnosti prvku sú určené štruktúrou jeho atómu. Z toho vyplýva definícia atómu, ktorá zodpovedá moderným myšlienkam:

Atóm je elektricky neutrálna častica zložená z kladne nabitých častíc atómové jadro a záporne nabité elektróny.

Podľa moderných predstáv sú látky v plynnom a parnom stave zložené z molekúl. V pevnom stave sa molekuly skladajú iba z látok, ktorých kryštálová mriežka má molekulárnu štruktúru. Väčšina pevných anorganických látok nemá molekulárnu štruktúru: ich mriežka sa neskladá z molekúl, ale z iných častíc (iónov, atómov); existujú vo forme makrotelies (kryštál chloridu sodného, ​​kúsok medi atď.). Soli, oxidy kovov, diamant, kremík, kovy nemajú molekulárnu štruktúru.

Chemické prvky

Atómová a molekulárna teória umožnila vysvetliť základné pojmy a zákony chémie. Z hľadiska atómovej a molekulárnej teórie sa každý prvok nazýva chemický prvok. samostatný pohľad atómov. Najdôležitejšou charakteristikou atómu je kladný náboj jeho jadra, ktorý sa číselne rovná poradovému číslu prvku. Hodnota náboja jadra slúži ako rozlišovací znak pre rôzne typy atómov, čo nám umožňuje poskytnúť úplnejšiu definíciu pojmu prvok:

Chemický prvok Určitý typ atómu s rovnakým kladným jadrovým nábojom.

Známych je 107 prvkov. V súčasnosti pokračujú práce na umelej výrobe chemických prvkov s vyššími sériovými číslami.

Všetky prvky sú zvyčajne rozdelené na kovy a nekovy. Toto rozdelenie je však podmienené. Dôležitou charakteristikou prvkov je ich hojnosť v zemskej kôre, t.j. v hornej pevnej škrupine Zeme, ktorej hrúbka sa konvenčne predpokladá na 16 km. Rozloženie prvkov v zemskej kôre študuje geochémia, veda o chémii Zeme. Geochemik A.P. Vinogradov zostavil tabuľku priemeru chemické zloženie zemská kôra. Podľa týchto údajov je najbežnejším prvkom kyslík - 47,2% hmotnosti zemskej kôry, nasleduje kremík - 27,6, hliník - 8,80, železo -5,10, vápnik - 3,6, sodík - 2,64, draslík - 2,6, horčík - 2,10, vodík - 0,15 %.

Kovalentná chemická väzba, jej odrody a mechanizmy tvorby. Charakteristika kovalentnej väzby (polarita a energia väzby). Iónová väzba. Kovové spojenie. vodíková väzba

Doktrína chemickej väzby je základom celej teoretickej chémie.

Chemická väzba je taká interakcia atómov, ktorá ich spája do molekúl, iónov, radikálov, kryštálov.

Existujú štyri typy chemických väzieb: iónové, kovalentné, kovové a vodíkové.

Rozdelenie chemických väzieb na typy je podmienené, pretože všetky sa vyznačujú určitou jednotou.

Iónová väzba môže byť považovaná za obmedzujúci prípad kovalentnej polárnej väzby.

Kovová väzba kombinuje kovalentnú interakciu atómov s pomocou zdieľaných elektrónov a elektrostatickú príťažlivosť medzi týmito elektrónmi a kovovými iónmi.

V látkach často neexistujú žiadne limitujúce prípady chemickej väzby (alebo čistých chemických väzieb).

Napríklad fluorid lítny $LiF$ je klasifikovaný ako iónová zlúčenina. V skutočnosti je väzba v ňom 80%$ iónová a 20%$ kovalentná. Preto je zrejme správnejšie hovoriť o stupni polarity (ionicity) chemickej väzby.

V sérii halogenovodíkov $HF—HCl—HBr—HI—HAt$ sa stupeň polarity väzby znižuje, pretože sa zmenšuje rozdiel v hodnotách elektronegativity atómov halogénu a vodíka a v astatíne sa väzba stáva takmer nepolárne $(EO(H) = 2,1; EO(At) = 2,2)$.

V rovnakých látkach môžu byť obsiahnuté rôzne typy väzieb, napríklad:

1. v zásadách: medzi atómami kyslíka a vodíka v hydroxoskupinách je väzba polárna kovalentná a medzi kovom a hydroxoskupinou je iónová;
2. v soliach kyselín obsahujúcich kyslík: medzi nekovovým atómom a kyslíkom zvyšku kyseliny - kovalentný polárny a medzi kovom a zvyškom kyseliny - iónový;
3. v soliach amónia, metylamónia atď.: medzi atómami dusíka a vodíka - kovalentné polárne a medzi amóniovými alebo metylamóniovými iónmi a zvyškom kyseliny - iónové;
4. v peroxidoch kovov (napríklad $Na_2O_2$) je väzba medzi atómami kyslíka kovalentná nepolárna a medzi kovom a kyslíkom je iónová a tak ďalej.

Rôzne typy spojení sa môžu navzájom prelínať:

- pri elektrolytická disociácia vo vode kovalentných zlúčenín sa kovalentná polárna väzba stáva iónovou;

- pri vyparovaní kovov sa kovová väzba mení na kovalentnú nepolárnu atď.

Dôvodom jednoty všetkých typov a typov chemických väzieb je ich identická chemická podstata – elektrón-nukleárna interakcia. Tvorba chemickej väzby je v každom prípade výsledkom elektrón-nukleárnej interakcie atómov sprevádzanej uvoľňovaním energie.

Spôsoby tvorby kovalentnej väzby. Charakteristika kovalentnej väzby: dĺžka väzby a energia

Kovalentná chemická väzba je väzba, ktorá sa vyskytuje medzi atómami v dôsledku tvorby spoločných elektrónových párov.

Mechanizmus tvorby takejto väzby môže byť výmena a donor-akceptor.

ja výmenný mechanizmus pôsobí, keď atómy vytvárajú spoločné elektrónové páry spojením nepárových elektrónov.

1) $H_2$ - vodík:

Väzba vzniká v dôsledku vytvorenia spoločného elektrónového páru $s$-elektrónmi atómov vodíka (prekrývajúce sa $s$-orbitály):

2) $HCl$ - chlorovodík:

Väzba vzniká v dôsledku vytvorenia spoločného elektrónového páru $s-$ a $p-$elektrónov (prekrývajúce sa $s-p-$orbitály):

3) $Cl_2$: v molekule chlóru vzniká kovalentná väzba v dôsledku nespárovaných $p-$elektrónov (prekrývajúce sa $p-p-$orbitály):

4) $N_2$: medzi atómami v molekule dusíka sa tvoria tri spoločné elektrónové páry:

II. Donor-akceptorový mechanizmus Uvažujme o vytvorení kovalentnej väzby na príklade amónneho iónu $NH_4^+$.

Donor má elektrónový pár, akceptor má prázdny orbitál, ktorý môže tento pár obsadiť. V amónnom ióne sú všetky štyri väzby s atómami vodíka kovalentné: tri sa vytvorili v dôsledku vytvorenia spoločných elektrónových párov atómom dusíka a atómov vodíka mechanizmom výmeny, jedna - mechanizmom donor-akceptor.

Kovalentné väzby možno klasifikovať podľa spôsobu, akým sa elektrónové orbitály prekrývajú, ako aj podľa ich posunutia smerom k jednému z viazaných atómov.

chemické väzby, vyplývajúce z prekrytia elektrónových orbitálov pozdĺž komunikačnej linky, sa nazývajú $σ$ - dlhopisy (sigma-bonds). Sigma väzba je veľmi silná.

$p-$orbitály sa môžu prekrývať v dvoch oblastiach a vytvárať kovalentnú väzbu prostredníctvom laterálneho prekrývania:

Chemické väzby vznikajúce v dôsledku „laterálneho“ prekrývania elektrónových orbitálov mimo komunikačného vedenia, t.j. v dvoch regiónoch sa nazývajú $π$ -väzby (pí-väzby).

Autor: stupeň zaujatosti spoločné elektrónové páry k jednému z atómov, ktoré viažu, môže byť kovalentná väzba polárny a nepolárne.

Kovalentná chemická väzba vytvorená medzi atómami s rovnakou elektronegativitou sa nazýva nepolárne. Elektrónové páry nie sú posunuté k žiadnemu z atómov, pretože atómy majú rovnaký ER - vlastnosť priťahovať valenčné elektróny smerom k sebe od iných atómov. Napríklad:

tie. molekuly vznikajú prostredníctvom kovalentnej nepolárnej väzby jednoduché nekovové látky. Kovalentná chemická väzba medzi atómami prvkov, ktorých elektronegativita sa líši, sa nazýva polárny.

Dĺžka a energia kovalentnej väzby.

charakteristický vlastnosti kovalentnej väzby je jeho dĺžka a energia. Dĺžka odkazu je vzdialenosť medzi jadrami atómov. Chemická väzba je tým silnejšia, čím je jej dĺžka kratšia. Meradlom pevnosti väzby je však väzbovú energiu, ktorá je určená množstvom energie potrebnej na prerušenie väzby. Zvyčajne sa meria v kJ/mol. Podľa experimentálnych údajov sú teda dĺžky väzieb molekúl $H_2, Cl_2$ a $N_2$ $ 0,074, 0,198 $ a $ 0,109 $ nm a väzbové energie sú $ 436, 242 $ a $ 946 $ kJ/ mol, resp.

Ióny. Iónová väzba

Predstavte si, že sa „stretnú“ dva atómy: atóm kovu skupiny I a atóm nekovu skupiny VII. Atóm kovu má na svojej vonkajšej energetickej úrovni jeden elektrón, zatiaľ čo nekovovému atómu chýba iba jeden elektrón na dokončenie jeho vonkajšej úrovne.

Prvý atóm ľahko dá druhému svoj elektrón, ktorý je ďaleko od jadra a je s ním slabo viazaný, a druhý mu dá voľné miesto na jeho vonkajšej elektronickej úrovni.

Potom sa atóm zbavený jedného zo svojich záporných nábojov stane kladne nabitou časticou a druhá sa vďaka prijatému elektrónu zmení na záporne nabitú časticu. Takéto častice sa nazývajú ióny.

Chemická väzba, ktorá sa vyskytuje medzi iónmi, sa nazýva iónová.

Zvážte vytvorenie tejto väzby pomocou známej zlúčeniny chloridu sodného (bežná soľ) ako príklad:

Proces premeny atómov na ióny je znázornený na obrázku:

K takejto premene atómov na ióny dochádza vždy pri interakcii atómov typických kovov a typických nekovov.

Zvážte algoritmus (postupnosť) uvažovania pri zaznamenávaní tvorby iónovej väzby, napríklad medzi atómami vápnika a chlóru:

Čísla ukazujúce počet atómov alebo molekúl sa nazývajú koeficienty a čísla ukazujúce počet atómov alebo iónov v molekule sa nazývajú indexy.

kovové spojenie

Poďme sa zoznámiť s tým, ako sa navzájom ovplyvňujú atómy kovových prvkov. Kovy zvyčajne neexistujú vo forme izolovaných atómov, ale vo forme kusu, ingotu alebo kovového produktu. Čo drží atómy kovov pohromade?

Atómy väčšiny kovov na vonkajšej úrovni obsahujú č veľké číslo elektróny - $ 1, 2, 3 $. Tieto elektróny sa ľahko oddelia a atómy sa premenia na kladné ióny. Oddelené elektróny sa pohybujú z jedného iónu na druhý a spájajú ich do jedného celku. Spojením s iónmi tieto elektróny dočasne tvoria atómy, potom sa opäť odlomia a spoja s iným iónom atď. V dôsledku toho sa v objeme kovu atómy nepretržite premieňajú na ióny a naopak.

Väzba v kovoch medzi iónmi prostredníctvom socializovaných elektrónov sa nazýva kovová.

Obrázok schematicky znázorňuje štruktúru fragmentu kovového sodíka.

V tomto prípade malý počet socializovaných elektrónov viaže veľké množstvo iónov a atómov.

Kovová väzba má určitú podobnosť s kovalentnou väzbou, pretože je založená na zdieľaní vonkajších elektrónov. Pri kovalentnej väzbe sa však socializujú vonkajšie nepárové elektróny iba dvoch susedných atómov, zatiaľ čo pri kovovej väzbe sa na socializácii týchto elektrónov podieľajú všetky atómy. Preto sú kryštály s kovalentnou väzbou krehké, zatiaľ čo kryštály s kovovou väzbou sú spravidla plastové, elektricky vodivé a majú kovový lesk.

Kovová väzba je charakteristická tak pre čisté kovy, ako aj pre zmesi rôznych kovov - zliatiny, ktoré sú v pevnom a kvapalnom stave.

vodíková väzba

Chemická väzba medzi pozitívne polarizovanými atómami vodíka jednej molekuly (alebo jej časti) a negatívne polarizovanými atómami silne elektronegatívnych prvkov s osamelými elektrónovými pármi ($F, O, N$ a menej často $S$ a $Cl$), inými molekula (alebo jej časti) sa nazýva vodík.

Mechanizmus tvorby vodíkovej väzby je čiastočne elektrostatický, čiastočne donor-akceptorový.

Príklady medzimolekulárnych vodíkových väzieb:

V prítomnosti takejto väzby môžu byť aj nízkomolekulárne látky za normálnych podmienok kvapalinami (alkohol, voda) alebo ľahko skvapalnenými plynmi (amoniak, fluorovodík).

Látky s vodíkovou väzbou majú molekulárne kryštálové mriežky.

Látky molekulárnej a nemolekulárnej štruktúry. Typ kryštálovej mriežky. Závislosť vlastností látok od ich zloženia a štruktúry

Molekulárna a nemolekulárna štruktúra látok

AT chemické interakcie nevstupujú jednotlivé atómy alebo molekuly, ale látky. Látka za daných podmienok môže byť v jednom z troch stavov agregácie: tuhá, kvapalná alebo plynná. Vlastnosti látky závisia aj od charakteru chemickej väzby medzi časticami, ktoré ju tvoria – molekulami, atómami alebo iónmi. Podľa typu väzby sa rozlišujú látky molekulárnej a nemolekulárnej štruktúry.

Látky zložené z molekúl sa nazývajú molekulárne látky. Väzby medzi molekulami v takýchto látkach sú veľmi slabé, oveľa slabšie ako medzi atómami vo vnútri molekuly a už pri relatívne nízkych teplotách sa lámu - látka sa mení na kvapalinu a potom na plyn (sublimácia jódu). Teploty topenia a varu látok pozostávajúcich z molekúl sa zvyšujú so zvyšujúcou sa hodnotou molekulovej hmotnosti.

Komu molekulárne látky patria látky s atómovou štruktúrou ($C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W$), medzi nimi sú kovy a nekovy.

Zvážte fyzikálne vlastnosti alkalických kovov. Relatívne nízka pevnosť väzby medzi atómami spôsobuje nízku mechanickú pevnosť: alkalické kovy sú mäkké a dajú sa ľahko rezať nožom.

Veľké veľkosti atómov vedú k nízkej hustote alkalických kovov: lítium, sodík a draslík sú ešte ľahšie ako voda. V skupine alkalických kovov teploty varu a topenia klesajú s nárastom poradového čísla prvku, pretože. veľkosť atómov sa zväčšuje a väzby slabnú.

K látkam nemolekulárneštruktúry zahŕňajú iónové zlúčeniny. Väčšina zlúčenín kovov s nekovmi má túto štruktúru: všetky soli ($NaCl, K_2SO_4$), niektoré hydridy ($LiH$) a oxidy ($CaO, MgO, FeO$), zásady ($NaOH, KOH$). Iónové (nemolekulárne) látky majú vysoké teploty topenia a varu.

Kryštálové mriežky

Látka, ako vieme, môže existovať v troch stavov agregácie: plynné, kvapalné a tuhé.

Pevné látky: amorfné a kryštalické.

Zvážte, ako vlastnosti chemických väzieb ovplyvňujú vlastnosti pevných látok. Pevné látky sa delia na kryštalický a amorfný.

Amorfné látky nemajú jasnú teplotu topenia – pri zahrievaní postupne mäknú a stávajú sa tekutými. V amorfnom stave sú napríklad plastelína a rôzne živice.

Kryštalické látky sa vyznačujú správnym usporiadaním častíc, z ktorých sú zložené: atómov, molekúl a iónov - v presne definovaných bodoch v priestore. Keď sú tieto body spojené priamymi čiarami, vytvorí sa priestorový rámec, nazývaný kryštálová mriežka. Body, v ktorých sa nachádzajú častice kryštálov, sa nazývajú uzly mriežky.

V závislosti od typu častíc nachádzajúcich sa v uzloch kryštálovej mriežky a povahy spojenia medzi nimi sa rozlišujú štyri typy kryštálových mriežok: iónové, atómové, molekulárne a kov.

Iónové kryštálové mriežky.

Iónový nazývané kryštálové mriežky, v uzloch ktorých sú ióny. Sú tvorené látkami s iónovou väzbou, ktoré môžu viazať ako jednoduché ióny $Na^(+), Cl^(-)$, tak aj komplexné $SO_4^(2−), OH^-$. V dôsledku toho majú soli, niektoré oxidy a hydroxidy kovov iónové kryštálové mriežky. Napríklad kryštál chloridu sodného pozostáva zo striedajúcich sa kladných iónov $Na^+$ a záporných iónov $Cl^-$, čím sa vytvára mriežka v tvare kocky. Väzby medzi iónmi v takomto kryštáli sú veľmi stabilné. Preto sa látky s iónovou mriežkou vyznačujú pomerne vysokou tvrdosťou a pevnosťou, sú žiaruvzdorné a neprchavé.

Atómové kryštálové mriežky.

jadrové nazývané kryštálové mriežky, v ktorých uzloch sa nachádzajú jednotlivé atómy. V takýchto mriežkach sú atómy prepojené veľmi silnými kovalentnými väzbami. Príkladom látok s týmto typom kryštálovej mriežky je diamant, jedna z alotropných modifikácií uhlíka.

Väčšina látok s atómovou kryštálovou mriežkou má veľmi vysoké teploty topenia (napr. u diamantu je to nad $3500°C$), sú pevné a tvrdé, prakticky nerozpustné.

Molekulové kryštálové mriežky.

Molekulárna nazývané kryštálové mriežky, v uzloch ktorých sa nachádzajú molekuly. Chemické väzby v týchto molekulách môžu byť buď polárne ($HCl, H_2O$) alebo nepolárne ($N_2, O_2$). Napriek skutočnosti, že atómy v molekulách sú viazané veľmi silnými kovalentnými väzbami, medzi molekulami samotnými sú slabé sily intermolekulárnej príťažlivosti. Preto látky s molekulárnymi kryštálovými mriežkami majú nízku tvrdosť, nízke teploty topenia a sú prchavé. Najpevnejšie Organické zlúčeniny majú molekulárne kryštálové mriežky (naftalén, glukóza, cukor).

Kovové kryštálové mriežky.

Látky s kovová väzba majú kovové kryštálové mriežky. V uzloch takýchto mriežok sa nachádzajú atómy a ióny (buď atómy, alebo ióny, na ktoré sa atómy kovov ľahko premenia a dávajú svojim vonkajším elektrónom bežné používanie"). Takéto vnútorná štruktúra kovov určuje ich charakteristické fyzikálne vlastnosti: ťažnosť, ťažnosť, elektrická a tepelná vodivosť, charakteristický kovový lesk.

Molekulárna a nemolekulárna štruktúra látok. Štruktúra hmoty

Do chemických interakcií nevstupujú jednotlivé atómy alebo molekuly, ale látky. Látky sa rozlišujú podľa typu väzby molekulárne a nemolekulárna štruktúra. Látky zložené z molekúl sa nazývajú molekulárne látky. Väzby medzi molekulami v takýchto látkach sú veľmi slabé, oveľa slabšie ako medzi atómami vo vnútri molekuly a už pri relatívne nízkych teplotách sa lámu - látka sa mení na kvapalinu a potom na plyn (sublimácia jódu). Teploty topenia a varu látok pozostávajúcich z molekúl sa zvyšujú so zvyšujúcou sa molekulovou hmotnosťou. Komu molekulárne látky patria látky s atómovou štruktúrou (C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W), medzi nimi sú kovy a nekovy. K látkam nemolekulárna štruktúra zahŕňajú iónové zlúčeniny. Väčšina zlúčenín kovov s nekovmi má túto štruktúru: všetky soli (NaCl, K 2 SO 4), niektoré hydridy (LiH) a oxidy (CaO, MgO, FeO), zásady (NaOH, KOH). Iónové (nemolekulárne) látky majú vysoké teploty topenia a varu.

Pevné látky: amorfné a kryštalické

Pevné látky sa delia na kryštalické a amorfné.

Amorfné látky nemajú jasný bod topenia - pri zahrievaní postupne mäknú a stávajú sa tekutými. V amorfnom stave sú napríklad plastelína a rôzne živice.

Kryštalické látky sa vyznačujú správnym usporiadaním častíc, z ktorých sú zložené: atómov, molekúl a iónov - v presne definovaných bodoch v priestore. Keď sú tieto body spojené priamymi čiarami, vytvorí sa priestorový rámec, nazývaný kryštálová mriežka. Body, v ktorých sa nachádzajú častice kryštálov, sa nazývajú uzly mriežky. V závislosti od typu častíc nachádzajúcich sa v uzloch kryštálovej mriežky a od povahy spojenia medzi nimi sa rozlišujú štyri typy kryštálových mriežok: iónové, atómové, molekulárne a kovové.

Kryštálové mriežky sa nazývajú iónové, na miestach ktorých sú ióny. Sú tvorené látkami s iónovou väzbou, ktoré môžu byť spojené ako s jednoduchými iónmi Na +, Cl -, tak aj s komplexnými SO 4 2-, OH -. V dôsledku toho majú soli, niektoré oxidy a hydroxidy kovov iónové kryštálové mriežky. Napríklad kryštál chloridu sodného je vytvorený zo striedajúcich sa kladných iónov Na + a záporných Cl -, čím sa vytvára mriežka v tvare kocky. Väzby medzi iónmi v takomto kryštáli sú veľmi stabilné. Preto sa látky s iónovou mriežkou vyznačujú pomerne vysokou tvrdosťou a pevnosťou, sú žiaruvzdorné a neprchavé.

Kryštálová mriežka - a) a amorfná mriežka - b).

Kryštálová mriežka - a) a amorfná mriežka - b).

Atómové kryštálové mriežky

jadrové nazývané kryštálové mriežky, v uzloch ktorých sa nachádzajú jednotlivé atómy. V takýchto mriežkach sú atómy navzájom spojené veľmi silné kovalentné väzby. Príkladom látok s týmto typom kryštálovej mriežky je diamant, jedna z alotropných modifikácií uhlíka. Väčšina látok s atómovou kryštálovou mriežkou má veľmi vysoké teploty topenia (napr. v diamante je nad 3500 °C), sú pevné a tvrdé, prakticky nerozpustné.

Molekulové kryštálové mriežky

Molekulárna nazývané kryštálové mriežky, v uzloch ktorých sa nachádzajú molekuly. Chemické väzby v týchto molekulách môžu byť polárne (HCl, H 2 O) aj nepolárne (N 2, O 2). Napriek tomu, že atómy v molekulách sú viazané veľmi silnými kovalentnými väzbami, medzi molekulami samotnými pôsobia slabé sily medzimolekulovej príťažlivosti. Preto látky s molekulárnymi kryštálovými mriežkami majú nízku tvrdosť, nízke teploty topenia a sú prchavé. Väčšina pevných organických zlúčenín má molekulárne kryštálové mriežky (naftalén, glukóza, cukor).

Molekulárna kryštálová mriežka (oxid uhličitý)

Kovové kryštálové mriežky

Látky s kovová väzba majú kovové kryštálové mriežky. V uzloch takýchto mriežok sú atómov a iónov(buď atómy, alebo ióny, na ktoré sa atómy kovov ľahko premenia a dávajú svojim vonkajším elektrónom „na všeobecné použitie“). Takáto vnútorná štruktúra kovov určuje ich charakteristické fyzikálne vlastnosti: kujnosť, plasticitu, elektrickú a tepelnú vodivosť a charakteristický kovový lesk.

cheat sheets